LIGAÇÕES QUÍMICAS. Um novo jeito de se aprender química Helan Carlos e Lenine Mafra- Farmácia

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1 ATENÇÃO: Não sou o detentor dos direitos e também não tenho a intenção de violá-los de nenhuma imagem, exemplo prático ou material de terceiros que porventura venham a ser utilizados neste ou em qualquer outro material. LIGAÇÕES QUÍMICAS No nosso dia-a-dia encontramos uma diversidade de substância a qual diferencia entre elas alguns aspectos como; Cor, Cheiro, Sabor, Estado físico, Ponto de fusão e ebulição dentre outros. Essa diversidade se deve a capacidade que o átomo tem de combinar com outros átomos. Hoje é impossível pensar em átomos como os constituintes básicos da matéria sem ter a ideia de ligações químicas. Basicamente, duas forças de naturezas distintas atuam no interior da matéria: são as forças intermoleculares, isto é, interações que ocorre entre moléculas, e as forças intramoleculares (ligações químicas), interações que agem no interior dessas moléculas, entre dois ou mais átomos. As forças intermoleculares podem ser descritas, sucintamente como; Ligações de Hidrogênio,Forças de Van der Waals (ou também chamado de dispersão de London) e dipolo-dipolo. As forças intramoleculares são as famosas ligações químicas, que podem ser do tipo iônico, covalente, coordenada ou metálica. O propósito deste texto é abordar aspectos referentes a estas última força da natureza que atuam no interior da matéria O tipo de ligação química que forma os compostos é que determina suas propriedades As ligações químicas representam interações entre dois ou mais átomos, interações essas que podem ocorrer por doação de elétrons, compartilhamento de 1

2 elétrons ou ainda deslocalização de elétrons. Cada um desses processos é caracterizado por uma denominação de ligação química. É importante, entretanto, salientar que se átomos vão se unir uns aos outros para originar novas substâncias, nada mais sensato do que pensar que esses átomos entrarão em contato entre si. Quando dois átomos entram em contato, fazem-no por meio das suas elestrosfera, ou seja, de suas últimas camadas. Isso faz pensar que a última camada de um átomo é a que determina as condições de formação das ligações químicas. Assim, a ligação química se estabelece quando átomos reagem entre sim, mas afinal como se foram às ligações químicas? Existem várias teorias que tentam explicálas. Dentre elas, para moléculas mais simples, iremos adotar a regra do octeto. REGRA DO OCTETO; Sabe-se que, em busca de uma estabilidade eletrônica, os átomos procuram se ligar uns aos outros, no entanto, foi notado pelos cientistas Gilbert Newton e Walter Kossel que um grupo de átomos não buscava essa tendência, os chamados gases nobres. Os gases nobres são encontrados na natureza na forma de átomos isolados porque eles têm a última camada da eletrosfera completa, ou seja, com 8 elétrons. Mesmo o hélio, com 2 elétrons, está completo porque o nível K só permite, no máximo, 2 elétrons. De todos os elementos químicos conhecidos, apenas 6, os gases nobres ou raros, são encontrados na natureza na forma de átomos isolados. Os demais se encontram sempre ligados uns aos outros, de diversas maneiras, nas mais diversas combinações. Regra do Octeto A Regra do Octeto estabelece que os átomos dos elementos ligamse uns aos outros na tentativa de completar a sua camada de valência (última camada da eletrosfera). A denominação regra do octeto surgiu em razão da quantidade estabelecida de elétrons para a estabilidade de um elemento, ou seja, o átomo fica estável quando apresentar em sua camada de valência 8 elétrons. Lembrando que na camada K pode haver no máximo 2 elétrons, dessa forma os átomos como hidrogênio, Lítio, ficam estáveis com 2 elétrons na última camada K, pois ela permite no máximo 2 elétrons, ficando assim com configuração eletrônica do gás nobre hélio. 2

3 Observe a distribuição eletrônica dos gases nobres na tabela a seguir: NOME SÍMBOLO Z K L M N O P Q HÉLIO He NEÔNIO Ne ARGÔNIO Ar CRIPTÔNIO Kr XENÔNIO Xe RADÔNIO Rn A estabilidade dos gases nobres deve-se ao fato de que possuem a última camada completa, ou seja, com o número máximo de elétrons que essa camada pode conter, enquanto última. Os átomos dos demais elementos químicos, para ficarem estáveis, devem adquirir, através das ligações químicas, eletrosferas iguais às dos gases nobres. Exemplo: Repare que os átomos de Oxigênio se ligam para atingirem a estabilidade sugerida pela Regra do Octeto. As diferentes cores de eletrosfera mostradas na figura nos ajudam a interpretar. 1. Átomos de Oxigênio possuem 6 elétrons na camada de valência (Que pode ser visualizado no anel mais externo de cada átomo de oxigênio, que é representando pela duas bolinhas vermelhas) 2. Para se tornarem estáveis precisam contar com 8 elétrons, o que fazem então? Compartilham dois elétrons (indicado na junção dos dois anéis), formando uma molécula de gás Oxigênio (O 2 ). (Percebe então que cada átomo de oxigênio possui na sua última camada 6 elétrons de valência que no primeiro átomo de oxigênio são representado pelas bolinhas azuis, mais 2 elétrons que recebeu através de um compartilhamento com o outro átomo de oxigênio, esses 2 são representados pela bolinhas laranjas, ficando assim com um total de 8 elétrons na sua última camada. 3

4 No entanto existem exceções para a Regra do Octeto, alguns compostos não precisam ter oito elétrons na camada de valência para atingir a estabilidade, vejamos quais. Elementos estáveis com menos de oito elétrons; Ocorrem nos elementos do segundo período em diante, principalmente nas moléculas que apresentam o berílio e o boro, além também de alguns óxidos de nitrogênio. Abaixo temos dois casos assim: Berílio (Be) É uma exceção à Regra do Octeto porque é capaz de formar compostos com duas ligações simples, sendo assim, estabiliza-se com apenas quatro elétrons na camada de valência. Neste primeiro caso temos o difluoreto de berílio. Note que apenas com duas ligações, isto é, com 4 elétrons na camada de valência, o berílio já atinge a estabilidade eletrônica. Boro (B) No trifluoreto de boro, o boro adquire estabilidade compartilhando seus três elétrons de valência com três átomos de flúor, assim ele fica estável com apenas 6 elétrons na camada de valência. Elementos estáveis com mais de oito elétrons; Esse caso ocorre em elementos do terceiro período em diante, pois, visto que são mais de oito elétrons que terão que se comportar na camada de valência, o átomo precisa ser relativamente grande. É por isso que os elementos do segundo período nunca se expandem. Os elementos principais nos quais essa expansão do octeto ocorre são o fósforo (P) e o enxofre (S): 4

5 No primeiro caso, o fósforo ficou estável com 10 elétrons em sua camada de valência; já no segundo exemplo, o enxofre ficou com 12 elétrons. Dica! Átomos como 1, 2 e 3 elétrons na sua última camada tendem a perder está elétrons para ficar estável com oito elétrons na sua última camada. Átomos com 5, 6 e 7 elétrons na última camada ganham elétrons para completar seus oito elétrons na última camada. Em caso de elementos com 4 elétrons na sua última camada, caso seja metal ele tendem a perder estes 4 elétrons e completar a sua camada, caso seja um ametal ele ganhará mais 4 elétrons e completará sua última camada. Tipos de ligações químicas Existem diferentes tipos de ligações químicas, sendo elas: Ligação iônica ou eletrovalente, ligação covalente ou molecular, ligação covalente coordenada (antigamente chamada de dativa) e ligação metálica. LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE Caracteriza-se quando um metal cede elétrons a um não metal em busca da estabilidade eletrônica. O átomo que perde elétrons torna-se um íon positivo (cátion) e aquele que ganha elétrons torna-se um íon negativo (ânion). Os íons de cargas opostas entram em contato direto, se ligam por atração eletrostática. Assim, com mais íons presentes atraindo-se em diversas direções, forma-se um conglomerado fortemente ligado e organizado denominado de retículo cristalino. É de importância destacar que a ligação iônica ocorrer entre um metal e um não metal ou um metal e um átomo de hidrogênio. 5

6 Dica! METAL Possui 1,2 ou 3 elétrons em sua última camada Tendem a doar (por possuir uma menor eletronegatividade) Torna-se cátion NÃO-METAL Possui 5,6 ou 7 elétrons em sua última camada Tendem a receber (por possuir uma maior eletronegatividade) Torna-se ânion Exemplo de compostos iônicos: A ligação entre Na(sódio) que é um metal e Cl(cloro) um ametal é um exemplo característicos de ligação iônica. Ao olharmos na tabela periódica logo percebemos que o sódio por fazer parte da família IA, possui um elétron em sua última camada. O Cloro pertence a família 7A, ou seja possui sete elétrons em sua última camada. Características dos compostos iônicos: Alto ponto de fusão e ebulição (devido à atração eletrostática) Nas condições ambientais são sólidos cristalinos. Conduzem eletricidade quando dissociados em um solvente. São maus condutores em estado sólido LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR: Na ligação covalente, os átomos compartilham seus elétrons presentes na camada de valência para obter o octeto completo. Cada um dos átomos envolvidos entra com um ou mais elétrons para a formação de um par compartilhado, que, a partir da formação, passará a pertencer a ambos os átomos. A ligação do tipo covalente ocorre entre não metais - não metais, não metais- hidrogênio e entre hidrogênio hidrogênio. 6

7 As ligações covalentes resultam da interpenetração de orbitais atômicos dando origem a orbital molecular, segue o esquema abaixo. As ligações covalentes podem ser do tipo simples quando há um par de elétrons compartilhado, dupla que são duas pares e triplas quando são três pares de elétrons compartilhados. É de importância uma ligação simples (A - B) é sempre sigma. Uma ligação dupla (A = B) é sempre uma ligação sigma e outra pi. Uma ligação tripla (A º B) é sempre uma ligação sigma e duas ligações pi. Características dos compostos moléculas: Não possuem íons; Possuem moléculas. Podem ser sólidos, líquido os gasoso. Apresentam baixas temperaturas de fusão e ebulição. Geralmente são insolúveis em águas. A solubilidade só acontece em compostos bastantes polares. 7

8 LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA A ligação covalente coordenada (até algum tempo atrás denominada covalente dativa) é um tipo especial de ligação covalente: ao invés de átomos compartilharem elétrons mutuamente (com o par eletrônico formado por um elétron de cada), um dos ligantes doa um par inteiro ao outro. O verbo doa não está entre aspas sem motivo, pois o par cedido não torna-se propriedade do segundo. Assim, mesmo que não haja compartilhamento mútuo, o par completa as eletrosferas de ambos. A ligação covalente coordenada poderá ser representada por um seta ou preferencialmente por um traço assim como é feito na ligação simples. Como identificar se um átomo está fazendo uma ligação coordenada? Verifiquei o número de elétrons livres presente nos elementos em volta do átomo central. Representação das diversas fórmulas para representar uma molécula: ESTRUTURA DE LEWIS OU FÓRMULAR DE LEWIS- Estruturas de Lewis são diagramas que mostram a ligação entre os átomos de uma molécula e os pares de elétrons livres que podem existir na molécula. A estrutura de Lewis pode ser desenhada para qualquer molécula ligada de forma covalente, bem como coordenação de compostos. 8

9 FÓRMULA ESTRUTURAL OU CONSTITUCIONAL- Esse é o tipo de apresentação detalhada de como os átomos de uma molécula estão ligados entre si. Por exemplo, a molécula de água, onde dois átomos de Hidrogênio se unem a um átomo de Oxigênio. FÓRMULA MOLECULAR- É a fórmula que indica o número de átomos de cada elemento presente em determinada molécula. É possível determina-la por meio das fórmulas estruturais. FÓRMULA ESTRUTURAL FÓRMULA MOLECULAR Hexano: (C6H14) FÓRMULA MÍNIMA OU EMPÍRICA- É a menor relação de proporção entre os elementos de um composto. A fórmula mínima é somente a relação dos átomos de cada elemento e não a quantidade real deles na fórmula molecular. SUBSTÂNCIA FÓRMULA MOLECULAR FÓRMULA MÍNIMA Glicose C 6 H 12 O 6 CH 2 O Água H 2 O H 2 O Hexano C 6 H 14 C 3 H 7 9

10 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS: FELTRE, Ricardo - Fundamentos da Química (4ª edição), São Paulo (Ed. Moderna). ATKINS, P ; JONES L.Princípios de química:questionando a vida moderna e o meio ambiente.1ed.porto Alegre:Bookman,2001 RUSSEL, John B. Química Geral. 2. ed. São Paulo:Makron Books, BROWN, Theodore L.et al.química: a ciência central. 9. ed.são Paulo:Pearson Prentice Hali,2007. SITES UTILIZADOS COMO FONTE: 10

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