Ligação química
As
ligações químicas são uniões estabelecidas entre
átomos para formarem
moléculas, ou
agregados cristalinos moleculares, ou ainda as estabelecidas entre
íons que constituem a estrutura básica de uma
substância ou
composto. Na Natureza existem aproximadamente uma centena de
elementos químicos. Os
átomos destes
elementos químicos ao se unirem formam a grande diversidade de
substâncias químicas. Para exemplificar podemos citar o
alfabeto em que podemos juntar as
letras para formar as
palavras. Os
átomos, comparando, seriam as letras e, as
moléculas seriam as palavras. Na
escrita não podemos simplesmente ir juntando as letras para a formação de palavras:
aasc em
português não tem significado (salvo se corresponder a uma sigla); porém se organizarmos essas letras teremos
casa que já tem o seu significado. Assim como na escrita a união estabelecida entre
átomos não ocorre de qualquer forma, deve haver condições apropriadas para que a ligação entre os átomos ocorra, tais como: afinidade, contato,
energia etc. As ligações químicas podem ocorrer através da doação e recepção de
elétrons entre os átomos
(ligação iônica). Como exemplo
NaCl (cloreto de sódio).
Compostos iônicos conduzem
electricidade no
estado líquido ou
dissolvido. Eles normalmente têm um alto
ponto de fusão e alto
ponto de ebulição. Outro tipo de ligações químicas ocorre através do compartilhamento de elétrons: a
ligação covalente. Como exemplo
H2O (água). Existe também a
ligação metálica onde os elétrons das últimas camadas dos átomos do
metal saltam e passam a se movimentar livremente entre os átomos criando uma força de atração entre os átomos do metal, neste caso, não há perda de elétrons.
Teoria do Octeto
Um grande número de elementos adquire estabilidade eletrônica quando seus átomos apresentam oito elétrons na sua camada mais externa. Existem exceções para essa teoria como o
Hidrogênio (H) e o
Hélio (He), onde ambos se estabilizam com dois elétrons na última camada, ainda temos o caso do átomo de carbono que é tetravalente (pode realizar quatro ligações), além dele todos os átomos que pertencem a família de número 14 da tabela periódica são tetravalentes e sendo assim encontram-se no eixo central dessa regra (Octeto), nesses casos os átomos optam (por assim dizer) por fazer 4 ligações sigmas (ligações simples) entre comuns átomos.
Ligações Iônicas ou Eletrovalente
Ligações Iônicas são um tipo de ligação química baseada na atração eletrostatica entre dois dedos carregados com cargas opostas. Na formação da ligação iônica, um metal tem uma grande tendência a perder elétron(s), formando um íon positivo ou cátion. Isso ocorre devido à baixa energia de ionização de um metal, isto é, é necessária pouca energia para remover um elétron de um metal. Simultaneamente, o átomo de um ametal (não-metal) possui uma grande tendência a ganhar elétron(s), formando um íon de carga negativa ou ânion. Isso ocorre devido à sua grande afinidade eletrônica. Sendo assim, os dois dedos formados, cátion e ânion, se atraem devido a forças eletrostáticas e formam a ligação iônica. Se estes processos estão interligados, ou seja, o(s) elétron(s) perdido(s) pelo metal é(são) ganho(s) pelo ametal, então, seria "como se fosse" que, na ligação iônica, houvesse a formação de íons devido à "transferência" de elétrons do metal para o ametal. Esta analogia simplista é muito utilizada no Ensino Médio, que destaca que a ligação iônica é a única em que ocorre a transferência de elétrons. A regra do octeto pode ser utilizada para explicar de forma símples o que ocorre na ligação iônica. Exemplo: Antes da formação da ligação iônica entre um átomo de sódio e cloro, as camadas eletrônicas se encontram da seguinte forma: 11Na - K = 2; L = 8; M = 1 17Cl - K = 2; L = 8; M = 7 O sódio possui 1 elétron na última camada (camada M). Bastaria perder este elétron para que ele fique "estável" com 8 elétrons na 2ª camada (camada L). O cloro possui 7 elétrons na sua última camada (camada M). É bem mais fácil ele receber 1 elétron e ficar estável do que perder 7 elétrons para ficar estável, sendo isto o que acontece. Sendo assim, é interessante ao sódio doar 1 elétron e ao cloro receber 1 elétron. No esquema abaixo, está representado este processo, onde é mostrado apenas a camada de valência de cada átomo. Seria como se fosse que os átomos se aproximam e ocorre a transferência de elétron do sódio para o cloro: O resultado final da força de atração entre cátions e ânions é a formação de uma substância sólida, em condições ambientes (25 °C, 1 atm). Não existem moléculas nos sólidos iônicos. Em nível microscópico, a atração entre os íons acaba produzindo aglomerados com formas geométricas bem definidas, denominadas retículos cristalinos. No retículo cristalino cada cátion atrai simultaneamente vários ânions e vice-versa.
Características dos compostos iônicos
- Apresentam forma definida, são sólidos nas condições ambientes;
- Possuem altos ponto de fusão e ponto de ebulição;
- Conduzem corrente elétrica quando dissolvidos em água ou fundidos.
OBS.: O hidrogênio faz ligação iônica com metais também. Embora possua um elétron, não é metal, logo, não tende a perder esse elétron. Na verdade, o hidrogênio tende a receber um elétron ficando com configuração eletrônica igual à do gás hélio.Com a nova configuração eletrônica, o gás hidrogênio se torna um iôn. Sendo que o iôn ficara negativo.
Ligações Covalentes ou Moleculares
Ligação covalente ou molecunorris é aquela onde os átomos possuem a tendência de compartilhar os elétrons de sua camada de valência, ou seja, de sua camada mais instável. Neste tipo de ligação não há a formação de íons, pois as estruturas formadas são eletronicamente neutras, como o exemplo abaixo, do oxigênio. Ele necessita de dois elétrons para ficar estável e o H irá compartilhar seu elétron com o O. Sendo assim o O ainda necessita de um elétron para se estabilizar, então é preciso de mais um H e esse H compartilha seu elétron com o O, estabilizando-o. Sendo assim é formado uma molécula o H
2O.
OBS.: Ao compartilharem elétrons, os átomos podem originar uma ou mais substâncias simples diferentes. Esse fenômeno é denominado alotropia. Essa substâncias são chamadas de variedades alotrópicas. As variedades podem diferir entre si pelo número de átomos no retículo cristalino. Ex.: Carbono, Oxigênio, Enxofre, Fósforo.
Características dos compostos moleculares
- Podem ser encontrados nos três estados físicos;
- Apresentam ponto de fusão e ponto de ebulição menores que os compostos iônicos;
- Quando puros, não conduzem eletricidade;
- Quando no estado sólido podem apresentar dois tipos de retículos cristalinos (R. C. Moleculares, R. C. Covalente).
Ligações Covalentes Dativa ou Coordenada
Este tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos já atingiram a estabilidade com os oito ou dois elétrons na camada de valência. Sendo assim eles compartilham seus elétrons disponíveis, como se fosse um empréstimo para satisfazer a necessidade de elétrons do elemento com o qual está se ligando.
Ligação metálica
A ligação metálica ocorre entre metais, apenas entre cimento e cal, isto é, átomos de alta eletropositividade.
Num
sólido, os
átomos estão dispostos de maneira variada, mas sempre próximos uns aos outros, compondo um retículo cristalino. Enquanto certos corpos apresentam os
elétrons bem presos aos átomos, em outros, algumas dessas partículas permanecem com certa liberdade de se movimentarem no cristal. É o que diferencia, em termos de condutibilidade elétrica, os corpos condutores dos isolantes. Nos corpos condutores, muitos dos elétrons se movimentam livremente no cristal, de forma desordenada, isto é, em todas as direções. E, justamente por ser caótico, esse movimento não resulta em qualquer deslocamento de carga de um lado a outro do cristal. Aquecendo-se a ponta de uma barra de
metal, coloca-se em agitação os átomos que a formam e os que lhe estão próximos. Os elétrons aumentam suas oscilações e a energia se propaga aos átomos mais internos. Neste tipo de cristal os elétrons livres servem de meio de propagação do calor - chocam-se com os átomos mais velozes, aceleram-se e vão aumentar a oscilação dos mais lentos. A possibilidade de melhor condutividade térmica, portanto, depende da presença de elétrons livres no cristal. Estudando-se o fenômeno da condutibilidade elétrica, nota-se que, quando é aplicada uma diferença de potencial, por meio de uma fonte elétrica às paredes de um cristal metálico, os elétrons livres adquirem um movimento ordenado: passam a mover-se do pólo negativo para o pólo positivo, formando um fluxo eletrônico orientado na superfície do metal, pois como se trabalha com cargas de mesmo sinal, estas procuram a maior distância possível entre elas. Quanto mais elétrons livres no condutor, melhor a condução se dá. Os átomos de um metal têm grande tendência a perder elétrons da última camada e transformar-se em cátions. Esses elétrons, entretanto, são simultaneamente atraídos por outros
íons, que então o perdem novamente e assim por diante. Por isso, apesar de predominarem íons positivos e elétrons livres, diz-se que os átomos de um metal são eletricamente neutros. Os átomos mantêm-se no interior da rede não só por implicações geométricas, mas também por apresentarem um tipo peculiar de ligação química, denominada ligação metálica. A união dos átomos que ocupam os “nós” de uma rede cristalina dá-se por meio dos elétrons de valência que compartilham (os situados em camadas eletrônicas não são completamente cheias). A disposição resultante é a de uma malha formada por íons positivos e uma nuvem eletrônica.
Teoria da nuvem eletrônica
Segundo essa teoria, alguns átomos do metal "perdem" ou "soltam" elétrons de suas últimas camadas; esses elétrons ficam "passeando" entre os átomos dos metais e funcionam como uma "cola" que os mantém unidos. Existe uma força de atração entre os elétrons livres que movimentam-se pelo metal e os cátions fixos.
Propriedade dos metais
- Brilho metálico característico;
- Resistência à tração;
- Condutibilidade elétrica e térmica elevadas;
- Alta densidade;
- Maleabilidade(se deixarem reduzir à chapas e lâminas finas);
- Ductilidade(se deixarem transformar em fios);
- Ponto de fusão e ebulição elevados
