Ligações Químicas
Os átomos apresentam a tendência de ligarem-se uns aos outros, dando origem às diversas substâncias químicas. Este fato intrigou muitos cientistas, ainda mais depois da descoberta dos gases nobres, elementos químicos do grupo 18 da tabela periódica, que existem na natureza de maneira isolada – sem se ligarem com nenhum outro átomo.
Por existirem isoladamente na natureza, diz-se que estes gases são compostos estáveis. Assim, surge o questionamento do porquê esses gases, formadores de um pequeno grupo, são estáveis sem precisarem se ligar à outros, enquanto a grande maioria das substancias químicas é formada pela ligação entre os mais diversos tipos de elementos.
Surge, então, um dos modelos que busca explicar o porquê dos átomos se ligarem uns aos outros: o modelo do octeto.
O hidrogênio e o oxigênio se combinam para formar a água; já o gás hélio, um gás de baixa densidade utilizado em balões, existe na natureza isolado.
MODELO DO OCTETO
O modelo do octeto está relacionado à estabilidade de um gás nobre. Os gases nobres, com exceção do hélio, que se estabiliza com dois elétrons, apresentam a última camada completamente preenchida, com oito elétrons.
Assim, a principal ideia do modelo do octeto é que um átomo se liga à outro(s) a afim de alcançar a estabilidade de um gás nobre, ou seja, oito elétrons na camada de valência. A configuração eletrônica alcançada, após as ligação(ões) será sempre similar à do gás nobre do mesmo período em que o elemento se encontra.
Exemplos:
1H 1s1 (1 elétron na camada de valência)
2He 1s2 (2 elétrons na camada de valência)
O hidrogênio tende a realizar ligações químicas a fim de se estabilizar, alcançando a configuração eletrônica similar à do hélio, com a última (e nesse caso, única) camada completamente preenchida.
⁸O 1s2 2s2 2p4 (6 elétrons na camada de valência)
10Ne 1s2 2s2 2p6 (8 elétrons na camada de valência)
O oxigênio tende a realizar ligações químicas a fim de se estabilizar, alcançando configuração eletrônica similar à do gás nobre neônio.
EXCEÇÕES AO MODELO DO OCTETO
Alguns elementos, em determinadas situações, realizam ligações químicas formando compostos que não podem ser explicados segundo o modelo do octeto.
O boro , por exemplo, se estabiliza com seis elétrons na camada de valência.
Exemplo: BF3
O fósforo, em alguns compostos, pode atingir 10 elétrons na última camada.
Exemplo: PCl5.
Já o berílio se estabiliza com apenas 4 elétrons na camada de valência.
Exemplo: BeF2
O CONCEITO DE VALÊNCIA
Na Química, a valência de um átomo expressa a quantidade de elétrons que um átomo é capaz de ceder, receber ou compartilhar. A valência expressa, então, a capacidade de átomos se combinarem uns com os outros, de maneira quantitativa.
Um elemento pode ser mono, bi, tri ou tetravalente. O hidrogênio, por exemplo, é monovalente, pois ao se ligar com outro átomo, é capaz de receber ou compartilhar um elétron.
A valência de um elemento pode ser determinada analisando a camada de valência, a partir de sua distribuição eletrônica, ou, no caso dos elementos representativos, analisando a localização na tabela.
Exemplos:
7N 1s2 2s2 2p3
O nitrogênio é trivalente, uma vez que necessita de mais três elétrons para alcançar a estabilidade, segundo o modelo do octeto.
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1
O sódio é monovalente, uma vez que necessita perder um elétron para alcançar a estabilidade.
TIPOS DE LIGAÇÃO
LIGAÇÃO IÔNICA
Neste tipo de ligação ocorre a transferência definitiva de elétrons, que pode ser caracterizada pela perda de elétrons por uma espécie, e pelo recebimento de elétrons por outra.
O valor numérico da carga é determinado pela valência de cada átomo.
Assim, a ligação é formada a partir da atração eletroestática, ou seja, atração entre cargas opostas de um cátion e de um ânion.
Exemplo: Na formação do cloreto de sódio, sal de cozinha, o sódio perde um elétron, formando o cátion sódio, Na+, e o cloro ganha um elétron, formando o ânion Cl–.
11Na 1s2 2s2 2p6 3̶s̶1̶
17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5+1
Aglomerado iônico: Na+Cl*
De maneira geral, pode-se dizer que este tipo de ligação ocorre majoritariamente entre um metal e um ametal. Porém, uma ligação só pode ser denominada iônica quando a diferença de eletronegatividade entre os átomos participantes da ligação for maior que 1,7.
Os aglomerados iônicos apresentam alto ponto de fusão e ebulição, são sólidos a temperatura ambiente, e, quando em meio aquoso ou fundidos, conduzem corrente elétrica.
Exemplo:
O AlCl3 é um composto formado por um metal e um ametal. Porém, a ligação não será iônica, uma vez que a diferença de eletronegatividade entre os dois elementos é 1,55, ou seja, menor que 1,7.
LIGAÇÃO COVALENTE
Neste tipo de ligação ocorre o compartilhamento de par(es) de elétrons entre os átomos, uma vez que estes necessitam receber elétrons para alcançar a estabilidade. Na formação deste par de elétrons, cada átomo contribui com um elétron para formar o par. Com o compartilhamento de elétrons haverá a formação de uma molécula, e não mais de um aglomerado iônico.
Exemplo:
Na formação da molécula de água, o oxigênio compartilha um par de elétrons com cada átomo de hidrogênio.
A molécula de água é representada por H²O
A ligação covalente é representa por um traço, que indica um par de elétrons. De maneira geral, pode-se dizer que a ligação covalente ocorre entre ametais, e entre ametais e hidrogênio, cuja diferença de eletronegatividade é inferior à 1,7.
Os compostos covalentes apresentam baixos pontos de fusão e ebulição, em temperatura ambiente podem estar no estado sólido, líquido ou gasoso e não são bons condutores de eletricidade.
OBSERVAÇÃO
O ácido fluorídrico é capaz de atacar materiais como o vidro. Sendo assim, seu armazenamento deve se dar em recipientes de plástico. Sua fórmula molecular e HF, e, apesar da diferença de eletronegatividade entre o átomo de flúor e de hidrogênio ser maior que 1,7, a ligação é do tipo covalente.
LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA
(OU DATIVA)
Este tipo de ligação ocorre com o compartilhamento de um par de elétrons formado por um único átomo, já estabilizado. Para que este tipo de ligação ocorra, é necessária a presença de par de elétrons livres (não ligantes).
Exemplo:
Na molécula de SO2 o enxofre já se estabiliza ao compartilhar dois pares de elétron com um dos átomos de oxigênio. Assim, por estar restando um átomo de oxigênio não estabilizado, o enxofre, por apresentar par de elétrons livres compartilha um par inteiro com o último oxigênio.
A ligação covalente coordenada também é representada por um traço. Porém, é comum encontrá-la sendo representada por uma seta.
TIPOS DE REPRESENTAÇÃO
Os aglomerados iônicos e os compostos covalentes podem ser representados de diferentes maneiras.
Aglomerados iônicos:
• Íon-fórmula: MgCl2
• Fórmula eletrônica de Lewis:
Compostos covalentes:
• Fórmula molecular: H2
SO4
• Fórmula eletrônica de Lewis:
• Fórmula estrutural plana:
LIGAÇÃO METÁLICA
Os metais, por apresentarem baixa eletronegatividade, tem tendência a perderem elétrons. Segundo a teoria do Teoria do Mar de Elétrons, a ligação entre metais ocorre com a perda de elétrons de valência por partes destes e posterior formação de um “mar de elétrons livres”, que mantém os átomos metálicos sempre unidos.
Porém, por mais que estejam presos à estrutura metálica, os elétrons apresentam elevada mobilidade. Por essa razão, os aglomerados metálicos apresentam características específicas, tais como elevados pontos de fusão e ebulição e elevada condutibilidade elétrica e térmica.
