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Os Átomos se combinam entre si para obter uma "configuração estável mais próxima da de um gás nobre" para formar moléculas.
Isto ocorre através de dois tipos de ligações:
Neste caso, elétrons são transferidos de um átomo para outro, ex., NaCl (cloreto de sódio). Compostos Iônicos conduzem eletricidade no estado derretido ou dissolvido. Eles normalmente têm um alto ponto de fusão e alto ponto de ebulição.
Neste caso, ocorre o compartilhamento de elétrons, ex., H2O (água). Compostos com ligações covalentes normalmente se dissolvem em solventes não-polares.
Alcoóis são solúveis em água devido a formação de ligações de hidrogênio. Ligações de hidrogênio são mais fortes que as forças de Van der Waal que são responsáveis pelas ligações covalentes porém são mais fracas que as forças eletrostáticas responsáveis pelas ligações iônicas.
Fonte: br.syvum.com
Há na eletrosfera diferentes níveis ou camadas de energia.
O elétron não apresenta valor energético, mas está em determinados níveis de energia (em número de sete) representados por letras maiúsculas, partindo-se da mais próxima do núcleo à mais distante.
É nessa direção também que aumenta a energia, sendo que há uma diminuição na diferença de energia entre camadas consecutivas, à medida em que se afastam do núcleo.
Designação das camadas:
K, L, M, N, O, P e Q.
Núcleo) K) L) M) N) O) P) Q
O número máximo de elétrons suportáveis pelas camadas são:
K-2 L-8 M-18 N-32 O-32 P-18 Q-2
(Método Simplificado)
1 - Regras - inicia-se pela camada K, observando-se o fato de que a última camada nunca possuirá mais que 8 elétrons.
Sabemos que as famílias formam-se com elementos de propriedades semelhantes, decorrentes do fato de terem todos o mesmo número de elétrons na última camada.
Todas as últimas duas camadas apresentam 1 (um) elétron.
As famílias A apresentam, na última camada, número igual ao da família, o que não se aplica à família B. No caso dos gases nobres, todos têm em sua última camada 8 elétrons.
Os períodos contidos na tabela são 7 e correspondem às 7 camadas do átomo.
Assim, num período, todos os átomos têm o mesmo número de camadas. A contagem dá-se de cima para baixo.
1º período - Hidrogênio, Hélio apenas (K) preenchida.
2° período - Lítio, Berílio, Boro, Carbono, Nitrogênio, Oxigênio, Flúor e Neônio - todos possuem duas camadas preenchidas (K) e (L).
Assim se dá até o último período.
Praticamente, tudo o que vemos é formado pela ligação dos átomos: os metais, a água, a madeira etc. Raros são aqueles que não se ligam. Só átomos muito estáveis, que não necessitam de ligação e se mantêm isolados. São os gases nobres. Todos eles, à exceção do Hélio è 2He possuem todos os elétrons (e) em sua última camada.
Os átomos dos elementos se ligam exatamente para adquirir estabilidade, isto é, ter distribuição eletrônica semelhante à dos gases nobres, 8 elétrons na última camada.
Essas Ligação Química podem ocorrer das seguintes formas:
A - LIGAÇÕES IÔNICAS
Nome que se dá à ligação entre íons + e -.
1 - Os átomos carregados positivamente têm o nome de cátions ou íon +.
2 - Átomos de carga negativa são os ânions ou íon -.
3 - O mecanismo da ligação iônica se dá através da modificação da carga elétrica dos átomos, tendo por base o Lítio e o Flúor e as diferenças entre seus elementos:
3 Li 2 1
(K) (L)
9 F 2 7
(K) (L)
O objetivo dos átomos nas ligações é adquirir configuração semelhante à dos gases nobres (8 é na última camada ou 2 é como o He).
é = elétron
a - No caso do Li, ele irá perder um é da última camada adquirindo a configuração do hélio.
3Li } 2 1 =
(K) (L)
2He} 2
(K)
Essa perda acarreta mudança na carga elétrica do elemento, pois haverá um próton em excesso, o que positivará o átomo.
3 Li Li
3p (+ ) 3p (+ )
3e ( - ) 2e ( - )
De onde concluímos que de Li º (átomo neutro) ele se transformou em Li + cátion.
O flúor, por sua vez, tem 7e na última camada.
Para conseguir assemelhar-se a gás nobre, deverá ter 8e ou 2e (He).
Se ele então receber le ficará semelhante ao neônio Ne (gás nobre).
Sua carga, porém, se negativará nessa transformação: haverá sobra de 1 elétron.
9F F-1
9p (+ ) 9 p (+ )
9e ( - ) 10 e ( - )
De átomo neutro, o flúor transformou-se em ânion.
Os átomos são "econômicos", isto é, procuram realizar ligações nas quais' haja o menor envolvimento possível de energia. Buscam sempre as formas mais fáceis para chegarem à semelhança de gás nobre.
Depois dessas colocações, chegaremos, portanto, à situação final do lítio e do flúor nessa ligação.
Cátion Li + 2
He 2
Ânion F- 2 8
Ne 2° (K) (L)
10 (K)
Agora haverá atração possível para que ocorra a ligação iônica.
Esquema:
O cátion, ao perder o é no seu estado anterior, diminui de tamanho. O ânion será maior que seu átomo de origem.
4 - Considerações
a - Os metais têm a tendência a se transformarem em cátions, enquanto os não-metais transformam-se em ânions.
Há, pois, freqüência de ligação iônica entre metais e não metais.
b - A atração entre cátions e ânions tem tem forças eletrostáticas em diferentes. Ocorre, então, atração exercida pelo cátion sobre os ânions vizinhos.Na ligação iônica, há um aglomerado de íons em estado sólido.
c - As substâncias iônicas são sólidas e possuem alto ponto de fusão no meio ambiente, pois as forças eletrostáticas são muito intensas.
NaCl - Cloreto de Sódio
Ponto de fusão = 880°C
B - LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR
É a que ocorre entre átomos com eletronegatividades iguais ou muito próximas. A atração do par eletrônico é exercida pelos átomos na mesma intensidade.
1 - Previsão dos tipos de ligação.
a - Conforme os elementos:
Ligação iônica: metal + não-metal.
Ligação covalente: não-metal + semimetal.
2 - Diferença de eletronegatividade:
A ligação iônica ocorre quando há diferença de eletronegatividade superior a 1,7.
> 1,7
A ligação covalente ocorre quando a diferença for inferior a 1,7.
< 1,7
O hidrogênio é considerado um não-metal.
C - LIGAÇÃO DATIVA
Semelhante à covalente, pois há o compartilhamento do par de elétrons. Ocorre que um dos átomos cede ao outro o par de que ele necessita.
1 - Diferença entre elas.
Na ligação covalente, o par forma-se com um elétron de cada átomo.
Na dativa, um átomo cede um par de elétrons.
Depois de ocorrida, transformam-se em covalente comum posto que não se poderá diferenciá-las.
Exemplo: S O2
1º passo:
S } 2 - 8 6
O } 2 - 6 4
2º passo:
Enxofre (S) átomo central
3º passo:
Ocorrerá, nesta etapa, ligações dativas, onde os átomos se ligárão ao átomo central.
ou ainda:
D - LIGAÇÕES METÁLICAS
São as de base metálica.
São características das ligações metálicas: boa condução de eletricidade e calor. Maleabilidade e brilho característico. Há diversos modelos que pretendem demonstrar as ligações dos átomos na base metálica.
1 - Mar de elétrons
Características: Boa condutibilidade da eletricidade e do calor; os elétrons perdidos da última camada dos átomos formariam uma "nuvem de elétrons livres", que envolveria os átomos da base metálica.
III - EQUAÇÕES QUÍMICAS NOÇÕES BÁSICAS
O surgimento das substâncias está ligado a fenômenos químicos, que são as reações químicas.
Quando ocorre uma reação química entre o hidrogênio e o oxigênio, por exemplo, resulta a produção de água.
Os produtos que reagem entre si são chamados reagentes.
A substância produzida é chamada de produto. A forma adequada para a representação desse fenômeno químico - as reações - são as equações químicas onde são utilizados os símbolos dos elementos.
No caso do hidrogênio e do oxigênio, que formam a água, temos:
2H2 + O2 = 2H2O
A) Nos dois lados da equação, há a necessidade da manutenção do equilíbrio. Para tanto, utilizam-se coeficientes antes das fórmulas, que serão os controladores desse equilíbrio.
B) O coeficiente 1 (um) geralmente não é representado. Cada elemento da equação que está servindo como exemplo apresenta, em relação ao número de átomos, o seguinte gráfico:
Lado esquerdo (reagentes) 4 átomos de hidrogênio 2 átomos de oxigênio
Lado direito (produtos) 4 átomos de hidrogênio 2 átomos de oxigênio.
Fonte: www.vestibular1.com.br
