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Ligação Química

É qualquer interação que leve à associação de átomos em moléculas, íons, cristais e outras espécies estáveis que compõem as substâncias comuns.

Um conceito-chave na discussão da ligação química é o de molécula. Uma propriedade das moléculas que pode ser prevista com um grau razoável de sucesso para uma ligação química é sua geometria.

Geometrias moleculares são de considerável importância para o entendimento das reações que os compostos podem realizar e, assim, há um elo entre ligação e reatividade química.

Teoria do octeto

Ligação Química

Na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível. Os átomos ligam-se uns aos outros para aumentar a sua estabilidade. Os gases nobres são as únicas substâncias formadas por átomos isolados.

Conclusão: os átomos dos gases nobres são os únicos estáveis.

Os átomos dos gases nobres são os únicos que possuem a camada da valência completa, isto é, com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K).

Conclusão: a saturação da camada da valência com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K) aumenta a estabilidade do átomo.

A configuração eletrônica com a camada da valência completa é chamada configuração estável. Os átomos dos gases nobres são os únicos que já têm a camada da valência completa.

Teoria do octeto - Os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros na tentativa de completar a camada da valência de seus átomos. Isso pode ser conseguido de diversas maneiras, dando origem a diversos tipos de Ligação Química.

Ligação Química

Ligação iônica ou eletrovalente é a atração eletrostática entre íons de cargas opostas num retículo cristalino. Esses íons formam-se pela transferência de elétrons dos átomos de um elemento para os átomos de outro elemento.
Para se formar uma ligação iônica, é necessário que os átomos de um dos elementos tenham tendência a ceder elétrons e os átomos do outro elemento tenham tendência a receber elétrons.

Quando os átomos de dois elementos A e B têm ambos tendência a ceder ou a receber elétrons, não pode se formar uma ligação iônica entre eles.

Os átomos com tendência a ceder elétrons apresentam um, dois ou três elétrons na camada da valência; são todos átomos de metais, com exceção dos átomos de H e He. Os átomos com tendência a receber elétrons apresentam quatro, cinco, seis e sete elétrons na camada da valência; são os átomos dos não-metais e do H.

Uma ligação iônica forma-se entre um metal e um não-metal ou entre um metal e o H. Os elétrons são transferidos dos átomos dos metais para os dos não-metais ou do H.

Os átomos dos metais, cedendo elétrons, transformam-se em íons positivos ou cátions, e os átomos dos não-metais ou do H, recebendo elétrons, transformam-se em íons negativos ou ânions.

Todo ânion monoatômico tem configuração estável, semelhante à de um gás nobre, porque, na formação do ânion, o átomo recebe exatamente o número de elétrons que falta para ser atingida a configuração estável.

Nem todo cátion monoatômico tem configuração estável. O átomo, ao ceder os elétrons de sua camada da valência , nem sempre fica com configuração estável.

Os cátions dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, bem como o cátion de alumínio, têm configurações estáveis. Os cátions dos metais de transição não têm, em sua maioria, configuração estável.

Valência é o poder de combinação dos elementos. O conceito de valência foi criado por Berzelius, em 1820.

Eletrovalência é a valência do elemento na forma iônica. É igual à carga do seu íon monoatômico.

Ligação covalente é um par de elétrons compartilhado por dois átomos, sendo um elétron de cada átomo participante da ligação.

Ligação dativa ou coordenada é um par de elétrons compartilhado por dois átomos, no qual os dois elétrons são fornecidos apenas por um dos átomos participantes da ligação. Forma-se quando um dos átomos já tem o seu octeto completo e o outro ainda não.

Ligação metálica é constituída pelos elétrons livres que ficam entre os cátions dos metais (modelo do gás eletrônico ou do mar de elétrons). Os metais são constituídos por seus cátions mergulhados em um mar de elétrons.

A ligação metálica explica a condutividade elétrica, a maleabilidade, a ductilidade e outras propriedades dos metais.

Eletronegatividade de um elemento é uma medida da sua capacidade de atrair os elétrons das ligações covalentes das quais ele participa.

Quanto maior for a capacidade de um átomo de atrair os elétrons das ligações covalentes das quais ele participa, maior será a sua eletronegatividade.

Ligação covalente polar é aquela que constitui um dipolo elétrico. Forma-se quando as eletronegatividades dos elementos ligados são diferentes.

Ligação covalente apolar é aquela que não constitui dipolo elétrico. Neste caso, as eletronegatividades dos átomos ligados são iguais.

Tipos de substâncias

Substância iônica ou eletrovalente é toda substância que apresenta pelo menos uma ligação iônica. Mesmo as substâncias que apresentam ligações iônicas e covalentes são classificadas como iônicas.

Substância molecular apresenta somente ligações covalentes e é formada por moléculas discretas.

Substância covalente apresenta somente ligações covalentes e é formada por macromoléculas.

Propriedade das substâncias iônicas
Alto ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE).
Sólidas à temperatura ambiente.
Conduzem a corrente elétrica no estado fundido e não no estado sólido.
Cristais duros e quebradiços.

As substâncias moleculares não apresentam as propriedades acima. As substâncias covalentes, ao contrário das moleculares, têm PF e PE altíssimos (analogia com as iônicas).

Fórmulas eletrônicas e estruturais

Estruturas de Lewis ou fórmulas eletrônicas são representações dos pares de elétrons das ligações covalentes entre todos os átomos da molécula, bem como dos elétrons das camadas da valência que não participam das ligações covalentes.

Estruturas de Couper ou fórmulas estruturais planas são representações, por traços de união, de todas as ligações covalentes entre todos os átomos da molécula.

Simples ligação é uma ligação covalente entre dois átomos (A - B).

Ligação dupla são duas ligações covalentes entre dois átomos (A = B).

Ligação tripla são três ligações covalentes entre dois átomos (A º B).

Número de oxidação

Número de oxidação (nox) é um número associado à carga de um elemento numa molécula ou num íon.

O nox de um elemento sob forma de um íon monoatômico é igual à carga desse íon, portanto é igual à eletrovalência do elemento nesse íon.

O nox de um elemento numa molécula e num íon composto é a carga que teria o átomo desse elemento supondo que os elétrons das ligações covalentes e dativas se transferissem totalmente do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo, como se fosse uma ligação iônica.

Elementos com nox fixo em seus compostos
metais alcalinos (+1)
metais alcalino-terroso (+2)
alumínio (+3)
prata (+1)
zinco (+2)

O oxigênio é o mais eletronegativo de todos os elementos, exceto o flúor. O oxigênio tem nox negativo em todos os seus compostos, exceto quando ligado ao flúor.

Na grande maioria de seus compostos, o oxigênio tem nox = -2. Nos peróxidos (grupo -O-O-) o oxigênio tem nox = -1.

O hidrogênio é menos eletronegativo que todos os não-metais e semimetais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox positivo e sempre igual a +1.

O hidrogênio é mais eletronegativo que os metais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox negativo e sempre igual a -1.

A soma dos nox de todos os átomos de:

Uma molécula é igual a zero.

Um íon composto é igual à carga do íon.

O nox de qualquer elemento sob forma de substância simples é igual a zero.

O nox máximo de um elemento é igual ao número do grupo onde está o elemento na Tabela Periódica, com exceção dos elementos do Grupo VIIIB.

O nox mínimo é igual a (número do grupo - 8),no caso de o elemento ser um não-metal ou um semimetal.

Nox e valência - O nox de um elemento na forma de um íon monoatômico é igual à sua eletrovalência. O nox de um elemento na forma de molécula ou de íon composto não é obrigatoriamente igual à sua valência. A valência, nesses casos, é dada pelo número de ligações covalentes e dativas. Cada ligação covalente conta como uma unidade de valência, e cada ligação dativa, como duas unidades de valência.

Ligação Metálica

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, colocam-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 no interior do metal. 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.

Fonte: www.geocities.com

Ligação Química

Quais são os tipos de Ligação Química?

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:

Eletrovalentes ou Ligações Iônicas

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.

Ligações Covalentes

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

Ligação Química

Quando os átomos reagem para formar ligações, unicamente atuam os electrões do nível mais externo, denominado nível de valência.

Para representar os electrões do nível de valência usa-se a notação de Lewis, assim chamada em honra ao físico americano Lewis (1875-1946), que consiste em escrever os símbolos atómicos rodeados de tantos pontos quantos electrões tem o átomo no nível de valência.

LIGAÇÃO IÓNICA

Uma ligação iônica é a que se forma por transferência de um ou mais electrões desde o nível de valência de um átomo para o nível de valência de outro.

O átomo que perde electrões converte-se num catião enquanto o que os ganha converte-se num anião. A ligação iônica produz-se pela atração eletrostática entre os iões de carga oposta.

Uma configuração eletrônica muito estável para os átomos consiste em ter oito electrões no nível de valência. A tendência para alcançar esta configuração conhece-se pela regra do octeto. A estabilidade das subtâncias iônicas deve-se à libertação de uma grande quantidade de energia, denominada energia reticular, ao formar-se o sólido iônico.

LIGAÇÃO COVALENTE

Muitas vezes a formação de uma substância iônica não resulta favorável do ponto de vista energético. Nestes casos forma-se uma ligação covalente como resultado de uma comparticipação de electrões entre os átomos que se ligam.

Fonte: www.escolavesper.com.br

Ligação Química

Ligação Metálica

Do ponto de vista químico, os metais se caracterizam por possuir poucos elétrons na camada exterior do átomo. Segundo a teoria da ligação metálica, esses elétrons formam uma "nuvem eletrônica", que ocupa faixas limitadas no interior do metal, as chamadas zonas de Brillain, e podem passar facilmente de uma para outra, o que justifica a relativa liberdade de que desfrutam dentro da rede. O sólido metálico seria assim formado pelos núcleos dos átomos mergulhados nessa nuvem eletrônica, que pertence ao conjunto.

A ligação metálica explica a condutividade elétrica, a maleabilidade, a ductilidade e outras propriedades dos metais.

As ligas metálicas são uniões de 2 ou mais metais, podendo ainda incluir semi-metais ou não.

Exemplos de ligas metálicas são:

Aço (ferro + carbono), o bronze (cobre + estanho) ouro 18kilates (ouro + cobre), etc.

Fonte: www.rossetti.eti.br

Ligação Química

A ligação química acontece quando um conjunto de forças consegue que dois átomos fiquem unidos.

Para que uma ligação se estabeleça é necessários que o conjuntos das forças atrativas, entre electrões e núcleos, sejam mais fortes que as forças repulsivas núcleo-núcleo e electrão-electrão.

Teoria do Octeto

Um grande número de elementos adquire estabilidade eletrônica quando seus átomos apresentam oito elétrons na sua camada mais externa.

Existem excepções para essa teoria como o Hidrogénio (H) e o Hélio (He), onde ambos se estabilizam com dois electrões 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 períodica (antes conhecida como família IVA) 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 diferentes átomos.

Ligações Iônicas ou Eletrovalentes

Na ligação iônica há a formação de íons devido a transferência de elétrons de um átomo para o outro. Normalmente, nesta ligação, existe um elemento que tende a ceder elétrons (metal - cátion), e outro que tende a receber elétrons (não metal - ânion).

Obs: A ligação iônica é a única em que ocorre a transferência de elétrons.

Exemplo: A configuração eletrônica do Sódio e do Cloro segundo o diagrama de Linus Pauling fica do seguinte modo:

11Na 1s2 2s2 2p6 3s1

17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

O sódio possui 1 elétron na última camada. Basta perder este elétron para que ele fique estável com 8 elétrons na 2ª camada.

O cloro possui 7 elétrons na última camada. É bem mais fácil ele receber 1 elétron e ficar estável do que perder 7 elétrons para ficar estável, sendo isto o que acontece.

Agora tudo está perfeito. O sódio quer doar 1 elétron e o cloro quer receber 1 elétron. Eles se aproximam e o sódio doa seu elétron que está em excesso e o cloro o recebe.

Veja o esquema abaixo:

Ligação Química
Fórmula Estrutural

Note que há o compartilhamento de elétrons entre os átomos de hidrogênio e os de oxigênio. Os elétrons da nuvem eletrônica não pertencem exclusivamente ao hidrogênio nem ao oxigênio; pertencem aos dois átomos simultaneamente.

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.

Ligação Química

Note que as setas vermelhas indicam as ligações dativas; onde o átomo de enxofre "doa" um par de elétrons para cada átomo de oxigênio; e os traços indicam o compartilhamento de elétrons que ocorre normalmente entre o enxofre e o oxigênio.

Fonte: dicasdequimica.vilabol.uol.com.br

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Ligação covalente pelo modelo do orbital molecular

Ligação Química

Orbital molecular é a região de máxima probabilidade de se encontrar o par de elétrons compartilhado da ligação covalente.

Orbital molecular sigma ou ligação sigma resulta da interpenetração, num mesmo eixo, de dois orbitais atômicos semicheios, um de cada átomo de ligação, com elétrons de spins opostos.

Orbital molecular pi ou ligação pi resulta da interpenetração em paralelo de dois orbitais atômicos semicheios, um de cada átomo da ligação, com elétrons de spins opostos.

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.

Fonte: fisica.net

Ligação Química

Ligação covalente e a representação por Estrutura de Lewis

Uma ligação covalente, como já sabemos, é definida como uma ligação na qual um par de elétrons é compartilhado pelos dois átomos que participam da ligação.

Usa-se, muito comumente, uma representação esquemática de uma molécula e suas ligações. Essa representação é conhecida como Estruturas de Lewis.

Aqui se busca identificar quantos são os elétrons que estão na camada mais externa, ou seja, na camada de valência. Isso deve ser feito pois são justamente esses elétrons é que podem participar de ligações químicas covalentes.

Durante essa representação é possível identificar diferentes tipos de elétrons:

à Pares de elétrons Compartilhados – PC – (que participam de uma ligação química)

à Pares de elétrons Isolados – PI – (que permanecem livres)

Para que se possa identificar uma molécula através de sua estrutura de Lewis é fundamental seguir os seguintes passos:

– Fazer a distribuição eletrônica dos elementos
– Identificar o número de elétrons de valência
– Estabelecer o átomo central (sempre o menos eletronegativo) e os periféricos
- Unir o átomo central aos periféricos por ligação simples
- Completar o octeto dos periféricos e, caso sobre elétrons, colocar sobre o átomo central.

Exemplo 1: Molécula de CO2

6C è 1s2 2s2 2p2 à 4 elétrons de valência

8O è 1s2 2s2 2p4 à 6 elétrons de valência

Ligação Química

Cada um dos átomos assume configuração eletrônica de gás nobre, a fim de minimizar sua energia, e apresenta também uma geometria linear, visto que os únicos pares de elétrons que estão em torno do átomo central (o carbono) estão participando de ligações com dois outros átomos (de oxigênio). Desta forma é necessário alocar duas posições em torno do átomo central. A maneira mais favorável é mantendo as ligações as mais distantes possíveis uma da outra, visto que os elétrons que participam das ligações com o primeiro e o segundo átomos de oxigênio se repelem mutuamente, pois apresentam a mesma carga elétrica. Assim, a disposição geométrica mais favorável será aquela em que haja a menor força de repulsão entre os pares de elétrons compartilhados. Isso ocorre em um ângulo de 180o.

à Para alocar duas posições em torno do átomo central a melhor geometria é a LINEAR

Exemplo 2: Molécula de BF3

5B è 1s2 2s2 2p1 à 3 elétrons de valência
9F è 1s2 2s2 2p5 à 7 elétrons de valência

Ligação Química

Ligação Química
Uma molécula triangular

Ligação Química
Outra vista mostrando como todos os átomos estão no mesmo plano

Neste caso foram necessárias três posições em torno do átomo central para alocar as três ligações do boro com cada um dos átomos de flúor. A geometria que garante o maior afastamento possível entre estes três pares compartilhados é a trigonal plana, com ângulos de 120o entre eles. Neste caso o Boro não atinge a configuração de um gás nobre com 8 elétrons na sua camada de valência, desta forma, esta molécula é bastante reativa, pois visa estabelecer algum tipo de ligação que possa lhe conferir uma situação energética mais favorável.

Para alocar três posições em torno do átomo central a melhor geometria é a TRIGONAL PLANA.

Exemplo 3: Molécula de CCl4

6C è 1s2 2s2 2p2 à 4 elétrons de valência
17Cl è 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 à 7 elétrons de valência

Ligação Química

Ligação Química
Um tetraedro

Ligação Química
Uma molécula tetraédrica

Essa molécula apresenta a geometria que consegue manter, simultaneamente, quatro pares de elétrons compartilhados afastados o máximo possível. Este afastamento apresenta um ângulo de 109,5o entre todas as ligações.

Apesar da visualização desta geometria ser um pouco difícil, ela é extremamente importante dentro da Química, pois ela está presente nas mais variadas substâncias, mas principalmente em compostos orgânicos.

A seguir serão apresentadas outras representações desta mesma geometria a fim de que haja uma melhor assimilação quanto à sua forma.

Para alocar quatro posições em torno do átomo central a melhor geometria é a TETRAÉDRICA

Exemplo 4: PCl5

15P è 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 à 5 elétrons de valência
17Cl è 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 à 7 elétrons de valência

Ligação Química

Ligação Química
Uma representação simplificada de uma bipirâmide trigonal

Nesta molécula notamos uma característica peculiar. Aqui os ângulos encontrados entre as ligações não são todos iguais, assim uma ligação numa posição axial deve possuir uma reatividade diferente de outra ligação que se encontre em posição equatorial, visto que os ângulos formados numa ou outra posição são diferentes.

Neste exemplo ainda podemos ressaltar uma outra informação importante. Aqui o átomo de Fósforo (P), detém em torno de si 5 pares de elétrons (compartilhados), ou seja, 10 elétrons. Isso contradiz a chamada regra do octeto? Não! A regra do octeto estabelece que um elemento químico atinge sua configuração estável com 8 elétrons em sua camada de valência e que esse número não pode ser alterado para valores maiores do que este. Isso é verdade apenas para os elementos químicos que estejam no segundo período da tabela periódica, visto que um átomo que neste nível, possui apenas orbitais do tipo s e p, o que lhe confere a capacidade máxima de alocar 8 elétrons.

A partir de níveis superiores ao segundo, passa a existir outros tipos de orbitais, d, f, etc., que estando vazios podem alocar outros pares de elétrons. Obviamente que nestes casos a configuração eletrônica do elemento não será mais igual a de um gás nobre, por isso dizemos que esse átomo apresenta uma expansão em sua valência, ou que ele tem uma valência expandida.

Essa explicação fica clara desde que não esqueçamos que um orbital existe, mesmo que não haja nenhum elétron nele, desta forma lembre-se: UM ORBITAL NÃO DEIXARÁ DE EXISTIR SÓ PORQUE ESTÁ VAZIO.

à Para alocar cinco posições em torno do átomo central a melhor geometria é a BIPIRÂMIDE TRIGONAL.

Exemplo 5: SF6

16S è 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 à 6 elétrons de valência
9F è 1s2 2s2 2p5 à 7 elétrons de valência

Ligação Química

Ligação Química

Ligação Química
Octaédrica

Ligação Química

Nesta molécula observa-se que o enxofre (S) também apresenta valência expandida (12 elétrons), o que é perfeitamente aceitável, visto que este elemento encontra-se no 3o período e portanto dispõe de orbitais do tipo d que se encontram vazios para acomodar os elétrons das ligações.

Um ponto importante a se salientar é o nome dado a essa geometria (octaédrico). Este termo não se refere aos vértices da figura (pontas) mas às faces que essa figura apresenta. Se olharmos cuidadosamente, poderemos contar 8 faces (lados) para a figura geométrica apresentada como um “balão junino”, assim o termo octaédrico faz referência aos lados da figura não aos seus vértices, porém o interesse que os químicos têm nesta geometria restringe-se aos 6 vértices dessa figura.

Fonte: www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br

Ligação Química

Ligações Químicas Covalentes Dativa

As ligações químicas, ou em poucas palavras, a forma encontrada pela natureza de unir os átomos de uma substância, podem ser compreendidas quando consideramos dois extremos: uma ligação completamente iônica, como no Na+Cl-, e uma ligação completamente covalente, como no caso do N2.

A melhor forma para podermos visualizar como a natureza consegue chegar a esses dois extremos é seguindo os ensinamentos de Lewis, que criou as "Estruturas" de Lewis, onde os elétrons da camada de valência do átomo são mostradas como pontinhos, e onde um par de elétrons de ligação são mostradas como um traço entre os átomos.

Ligação Química

Assim, no caso do Na+Cl-, a atração eletrostática do cloro arranca para si o único elétron do sódio, transformando ambos os átomos em íons - átomos contendo carga elétrica:

Ligação Química

Fonte: inorgan221.iq.unesp.br

Ligação Química

Ligações Químicas E Forças Atrativas

Uma molécula é composta por dois ou mais átomos ligados por uma ligação química. As moléculas podem conter diferentes tipos de ligações. Se os átomos estão compartilhando elétrons, a ligação entre eles é covalente. Se um dos átomos doa elétrons para o outro, a ligação entre eles é iônica.

Ligações covalentes

O metano tem quatro ligações covalentes entre o carbono (C) e o hidrogênio (H). A figura abaixo mostra a molécula do metano de quatro maneiras diferentes.

Note que em cada uma delas os átomos e as ligações entre eles estão representadas de um jeito diferente. A idéia-chave a recordar é que os átomos envolvidos numa ligação covalente compartilham elétrons.

Ligações iônicas Átomos podem se ionizar para atingir um número estável de elétrons, perdendo ou ganhando elétrons. Por exemplo, o Na (sódio) pode doar um elétron para o Cl (cloro), gerando os íons Na+ e Cl-. O par iônico é mantido junto por uma forte atração eletrostática.

Ligações não-covalentes e outras forças fracas

Reatividade química das moléculas - tendência de quebrar e formar ligações químicas.

Biologia das moléculas - tamanho e forma das moléculas, e natureza das interações fracas com outras moléculas.

Ligações não-covalentes e outras forças fracas são importantes nas estruturas biológicas.

Ligações eletrostáticas (iônicas) - resultam da atração eletrostática entre dois grupos ionizados com cargas opostas, como os grupos carboxila (-COO-) e amino (-Nh2+). Em meio aquoso, essas ligações são muito fracas.

Ligações (ou pontes) de hidrogênio - resultam da atração eletrostática entre um átomo eletronegativo (O ou N) e um átomo de hidrogênio que está ligado covalentemente a um outro átomo eletronegativo:

Ligação Química

Ligações de Van Der Waals - são forças atrativas de curto alcance entre grupos químicos em contato. São provocadas por leves deslocamentos de carga.

Atrações hidrofóbicas - em meio aquoso, levam à associação entre grupos apolares tais como as cadeias dos hidrocarbonetos.

Múltiplas ligações ou forças fracas podem ocasionar interações fortes

O reconhecimento biológico resulta de uma estrutura tridimensional que permita estabelecer múltiplas forças fracas entre moléculas.

Ligação Química
Energias Biológicas

Fonte: www.ufpe.br

Ligação Química

Ao longo do século XIX, enquanto se formulava a teoria atômica, sucederam-se com maior ou menor grau de acerto suposições sobre a natureza das forças que mantêm unidos os átomos nos compostos químicos. Uma das hipóteses mais aceitas foi a de Berzelius, segundo a qual as combinações químicas obedecem ao princípio da atração entre cargas elétricas de sinais opostos.

Uma ligação química entre dois átomos se estabelece quando a força de união entre eles é suficiente para dar origem a um agregado estável, que pode ser considerado como espécie molecular independente. Apenas os gases nobres ou inertes -- hélio, argônio, neônio, criptônio e xenônio -- e os metais em estado gasoso apresentam estrutura interna configurada por átomos isolados. As demais substâncias químicas puras se constituem de mais de um átomo do mesmo elemento químico (substâncias simples, como o oxigênio, de fórmula molecular O2) ou de átomos de elementos químicos diferentes (substâncias compostas, como a água, de fórmula molecular H2O, com dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio). A quantidade de ligações que o átomo de um elemento pode efetuar simultaneamente expressa sua capacidade de se combinar, também chamada valência. Cada elemento apresenta, normalmente, um número fixo e limitado de valências.

Distinguem-se vários tipos de ligação química: eletrovalente (ou iônica), covalente, metálica e a ligação que se estabelece por ponte de hidrogênio. Segundo a teoria do octeto, enunciada pelo cientista americano Gilbert Newton Lewis, os átomos ao se combinarem tendem a assumir a estrutura eletrônica do gás nobre que lhe é mais próximo na tabela periódica. As Ligação Química são, portanto, a solução para uma configuração eletrônica estável.

A diferença entre as quantidades de energia necessárias para arrancar um elétron de um átomo desempenha papel fundamental na constituição das Ligação Química. Nos metais alcalinos, essa energia é mínima. Os elementos desse grupo apresentam, portanto, grande reatividade, ou seja, unem-se facilmente a outros elementos. Já os gases nobres, em que essa energia é máxima, apresentam grande dificuldade para formar combinações, motivo por que são chamados gases inertes.

Ligação eletrovalente ou iônica. Albrecht Kossel observou, em 1916, a mudança brusca de propriedades entre os elementos que precedem e os que sucedem imediatamente aos gases nobres na classificação periódica dos elementos, fato que deu origem a sua teoria da ligação iônica. Segundo o raciocínio de Kossel, a estrutura eletrônica de um gás nobre é ótima e estável, como resultado da perfeita distribuição dos elétrons em seu envoltório. Assim, os elementos do grupo dos halogênios (flúor, cloro e bromo) e dos calcogênios (oxigênio, enxofre), que apresentam na última camada menos elétrons do que os gases nobres, caracterizam-se por grande afinidade eletrônica, ou capacidade de captação das partículas elementares. Ao contrário, os alcalinos (sódio, potássio), alcalino-terrosos (cálcio, magnésio) e os metais em geral têm forte tendência a perder elétrons para adquirir uma estrutura estável.

Quando se ligam átomos com comportamentos eletrônicos opostos, a transferência de elétrons dá origem a átomos eletricamente carregados, os íons: cátions, átomos que ao ceder elétrons adquiriram carga positiva; e ânions, átomos que receberam elétrons e adquiriram carga negativa. A ligação iônica assim verificada, característica dos sais alcalinos e alcalino-terrosos, se sustenta principalmente nas forças de atração eletrostática, embora seja também importante a energia da combinação que se forma, chamada energia de rede, ou reticular.

Ligação covalente. Quando dois átomos compartilham um par de elétrons praticamente da mesma maneira, produz-se entre os dois uma ligação covalente. Essa união, que se verifica entre átomos de natureza semelhante, é a mais comum nos compostos orgânicos. Também formam ligação covalente as moléculas diatômicas de grande estabilidade do oxigênio, nitrogênio, hidrogênio, flúor e cloro.

O par de elétrons que participa da ligação pode ficar mais próximo do átomo que exerça sobre ele maior força de atração. Essa ligação, chamada covalente polar, forma um pequeno dipolo elétrico, embora a molécula, no conjunto, seja neutra. A água e o amoníaco são exemplos de compostos desse tipo. As substâncias polares que contêm hidrogênio podem apresentar ocasionalmente em sua estrutura molecular as chamadas pontes de hidrogênio.

Ligação metálica. Do ponto de vista químico, os metais se caracterizam por possuir poucos elétrons na camada exterior do átomo. Segundo a teoria da ligação metálica, esses elétrons formam uma "nuvem eletrônica", que ocupa faixas limitadas no interior do metal, as chamadas zonas de Brillain, e podem passar facilmente de uma para outra, o que justifica a relativa liberdade de que desfrutam dentro da rede. O sólido metálico seria assim formado pelos núcleos dos átomos mergulhados nessa nuvem eletrônica, que pertence ao conjunto.

Ligação por ponte de hidrogênio. Nas moléculas formadas por átomos de hidrogênio unidos a elementos com forte afinidade por elétrons, os átomos de hidrogênio são atraídos simultaneamente por vários outros átomos e formam pontes de hidrogênio. Esse tipo de ligação explica a estrutura e o comportamento de vários hidretos, ou combinações de hidrogênio com átomos de alta afinidade eletrônica, como o flúor (de que resulta o hidreto de flúor), o oxigênio (na molécula de água) e o nitrogênio (que dá origem ao amoníaco). Devido a essa associação, tais hidretos possuem pontos de fusão e de ebulição mais altos do que o esperado.

A ligação por ponte de hidrogênio também pode explicar por que o gelo flutua na água: sua densidade é menor porque as pontes de hidrogênio formam espaços vazios na estrutura reticular do gelo que não existem no líquido.

Ligações e reações químicas. As substâncias químicas são formadas por moléculas compostas de átomos, unidos entre si por meio de Ligação Química. A energia armazenada por essas ligações, somada à da rede molecular do conjunto, determina a estabilidade dos compostos. Uma reação química rompe as ligações existentes entre os átomos das substâncias iniciais, ou reagentes, para dar origem a produtos finais da reação, por meio de novas ligações. A viabilidade de uma reação é dada pelo balanço global de energias que participam do processo. É necessário que exista uma energia inicial suficiente para eliminar a estabilidade das ligações dos reagentes e que os produtos finais tenham caráter altamente estável. Em caso contrário, reconstituem-se as substâncias iniciais.

Fonte: www.coladaweb.com

Ligação Química

Síntese das Ligações Químicas

São conhecidos na natureza pouco mais de 100 elementos. Porém, já foram caracterizados cerca de 10 milhões de compostos químicos. Estes compostos são formados por combinações específicas de átomos de elementos diferentes, ou seja, átomos se unem para formar compostos com propriedades específicas ou moléculas.

Esta união dos átomos acontece devido ao que é chamado de ligação química, isto é, se quando ocorre a aproximação entre dois átomos for verificado o surgimento de uma força de atração suficientemente forte para mantê-los unidos, estes ficarão ligados quimicamente.

Você poderia responder as perguntas seguintes?

Por que os átomos se combinam para formar moléculas e como?

Como os átomos se mantêm unidos numa ligação química?

Por que a molécula de água tem uma ligação química num ângulo de 104,5º?

Por que as moléculas do DNA, portador do código genético se ligam em curiosas formas como hélice?

Por que os materiais de construção apresentam resistência ao corte ou esforço menores do que o valor teórico esperado? Como já se pode perceber, a compreensão das ligações químicas não é importante apenas para conhecer os fundamentos o comportamento da matéria, mas é a base para solucionar grandes problemas práticos.

Em um átomo isolado, os elétrons se encontram sob a influência de apenas um núcleo e dos outros elétrons do próprio átomo, porém, quando outro átomo se aproxima, estes elétrons passam a sofrer a influência de outro núcleo e de outros elétrons. A interação pode produzir atração entre os átomos e com isso, um novo arranjo eletrônico energeticamente mais favorável é produzido.

Uma propriedade que quase todos os átomos possuem é a capacidade de se combinar para formar espécies mais complexas. A maneira como os átomos formam as ligações químicas está relacionado com sua estrutura eletrônica.

Ligação química é um processo que possibilita estado energético menor (e assim maior estabilidade) do que o do átomo isolado, caso contrário a Terra seria uma massa de gases rarefeitos se é que ela existiria.

Um pouco de história

Os átomos raramente podem ser encontrados isoladamente. As ligações químicas unem os átomos, porém nem todos os átomos conseguem formar ligações.

Dois átomos de um gás nobre exercem entre si uma atração mútua tão fraca que não conseguem formar uma molécula. Por outro lado, a maioria dos átomos forma ligações fortes com átomos da própria espécie e com outros tipos de átomos. Historicamente, a propriedade dos átomos de formar ligações foi descrita como sendo a sua valência. Este conceito é pouco utilizado atualmente. Hoje o termo é usado como adjetivo como, por exemplo, elétron de valência ou camada de valência.

Quando o conceito de valência foi introduzido não se tinha o conhecimento de elétrons, prótons e nêutrons. O descobrimento do elétron, em 1897, possibilitou o desenvolvimento das teorias de valência e das ligações químicas. Embora o conceito de valência já tivesse sido introduzido em 1857 pelo químico Friedrich August Kekulé von Stradonitz, o conceito de ligações químicas não havia sido proposto ainda.

De acordo com Kekulé, a valência era um número que representava o poder de combinação de um elemento e obedecia a regras simples. A valência do hidrogênio era sempre igual a 1.

Considerando a fórmula da água (H2O), a valência do oxigênio seria 2. O conceito simples de valência encontrou dificuldades à medida que os químicos foram preparando maior número de compostos. Muitos elementos,como o nitrogênio, enxofre e fósforo, tinham indubitavelmente mais que umavalência possível, embora Kekulé sempre tivesse rejeitado a ocorrência de valências múltiplas. Em 1869, quando Mendeleev publicou sua classificação periódica, que era baseada em pesos atômicos, constatou que as valências dos elementos seguiam um padrão simples dentro da tabela.

Em 1901, o químico Gilbert Newton Lewis tentou explicar a tabela periódica em termos de distribuição eletrônica, porém, o conhecimento mais detalhado dadistribuição dos elétrons nos átomos só estaria disponível anos mais tarde, com o desenvolvimento da mecânica quântica. Lewis propôs, em 1916, uma forma de representação em termos de diagramas estruturais onde os elétrons aparecem como pontos. Um pouco antes dessa data, Ernest Rutherford havia mostrado que o número total de elétrons em um átomo neutro era igual ao seu número de ordem sequencial, ou número atômico, na tabela periódica.

A teoria de Lewis é frequentemente chamada de teoria do octeto, por causa do agrupamento cúbico de oito elétrons.

Por exemplo, o flúor encontra-se no grupo VIIA da tabela periódica, e precisa receber um elétron para completar oito. Isso é conseguido através de uma ligação. O carbono está no grupo IVA e precisa de quatro elétrons para completar oito; forma assim quatro ligações.

Em busca de uma configuração estável

Mas de que maneira os átomos se combinem para formar moléculas, e por que os átomos formam ligações? Uma molécula só será formada se esta for mais estável e tiver menor energia do que os átomos individuais. Como os átomos de todos os elementos são instáveis (como exceção dos gases nobres), todos eles têm tendência de formar moléculas através do estabelecimento de ligações.

Consideremos os elementos do grupo 0 da tabela periódica, que compreendem os gases nobres conhecidos por sua inércia química. Os átomos dos gases nobres geralmente não reagem com nenhum outro átomo. A baixa reatividade decorre do fato de suas energias já serem baixas, e não poderem ser diminuídas ainda mais através da formação de compostos. A baixa energia dos gases nobres está associada ao fato de eles terem o nível eletrônico mais externo completamente preenchido. Essa estrutura é frequentemente denominada estrutura de gás nobre, e se constitui num arranjo de elétrons particularmente estável.

A formação de ligações químicas envolve normalmente só os elétrons do nível mais externo do átomo e, através da formação de ligações, cada átomo adquire uma configuração eletrônica estável. O arranjo eletrônico mais estável é a estrutura de um gás nobre, e muitas moléculas possuem essa estrutura. Outro detalhe decorrente de uma ligação química é que, além de tornarem-se mais estáveis, os átomos que compõe uma molécula têm seus volumes de espaço vazio que circundam seus núcleos diminuídos.

Os tipos de ligações químicas: introdução

As ligações interatômicas podem ser classificadas quanto a suas intensidades em ligações primárias ou fortes e ligações secundárias ou fracas.

As ligações primárias são cerca de dez vezes mais fortes que as ligações secundárias. As suas energias de ligação são da ordem de 100 kcal/mol (1 cal = 4,184 J).

Os átomos podem adquirir uma configuração eletrônica estável por três maneiras: perdendo, recebendo ou compartilhando elétrons.

Diante disso, os elementos podem ser classificados segundo a sua eletronegatividade ou sua facilidade em doar ou ganhar elétrons da seguinte forma:

elementos eletropositivos: elementos cujos átomos perdem um ou mais elétrons com relativa facilidade;

elementos eletronegativos: elementos cujos átomos tendem a receber elétrons.

A ligação iônica envolve a transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo para outro. A ligação covalente envolve o compartilhamento de um par de elétrons entre dois átomos, e na ligação metálica os elétrons de valência são livres para se moverem livremente através de todo o cristal. Na fig. 4.6, é ilustrado arranjo atômico bidimensional da ligação iônica do NaCl.

Esses tipos de ligações são idealizados. Embora um dos tipos de ligação geralmente predomine, na maioria das substâncias as ligações se encontram em algum ponto entre essas formas limites, por exemplo, o cloreto de lítio é considerado um composto iônico, mas ele é solúvel em álcool, o que sugere um certo caráter de ligação covalente. Caso os três tipos limites sejam colocados nos vértices de um triângulo, como na fig. 4.1, os compostos com ligações que tendem a pertencer a um dos três tipos limites serão representados por pontos próximos dos vértices.

Compostos com ligações intermediárias entre dois tipos situar-se-ão ao longo dos lados do triângulo, enquanto que os compostos apresentando algumas das características dos três tipos de ligação serão representados por pontos no interior do triângulo.

As ligações secundárias envolvem energias de ligação da ordem de 10 kcal/mol. Embora existam alguns tipos de ligações fracas, elas são geralmente agrupadas como forças de van der Waals.

Maiores detalhes das ligações primárias e ligações secundárias serão estudados na sequência.

Distâncias interatômicas

Embora no caso de moléculas diatômicas haja ligação e coordenação de somente dois átomos, muitos materiais envolvem uma coordenação de alguns átomos numa estrutura integrada. As distâncias interatômicas e os arranjos espaciais são os dois fatores principais de importância.

As forças de atração entre os átomos mantêm os átomos unidos; mas, o que reserva aos átomos essa propriedade de serem levados até essa posição de aproximação? Há muito “espaço” vago no volume que circunda o núcleo de um átomo. A existência desse espaço é evidenciada pelo fato de que nêutrons podem se mover através do combustível e outros materiais de um reator nuclear, viajando entre vários átomos antes de sua paralisação.

O espaço entre átomos é causado pelas forças repulsivas interatômicas, as quais existem em adição ás forças atrativas interatômicas. A repulsão mútua é resultado do fato de que a grande proximidade de dois átomos torna muitos elétrons suficientemente próximos, possibilitando a repulsão. A distância de equilíbrio é aquela na qual são iguais as forças atrativas e repulsivas.

Raios atômicos e iônicos

A distância de equilíbrio entre os centros de dois átomos vizinhos pode ser considerada como a soma de seus raios. No ferro metálico, por exemplo, a distância média entre os centros dos átomos é 0,2482 nm na temperatura ambiente. Como os raios são iguais, o raio atômico do ferro vale 0,1241 nm. Muitos fatores podem alterar a distância entre os centros de átomos. O primeiro é a temperatura. Qualquer aumento de energia aumentará a distância média. Este aumento no espaçamento entre os átomos é responsável pela expansão térmica experimentada pelos materiais.

A valência iônica também influencia o espaçamento interatômico. O íon ferroso (Fe+2) tem um raio de 0,074 nm, bem menor que o do átomo de ferro metálico. Como os dois elétrons de valência do ferro foram removidos, os remanescentes 24 são atraídos mais efetivamente pelo núcleo, que ainda mantém uma carga positiva de 26. Uma redução a mais no espaçamento interatômico é observada quando um outro elétron é removido a fim de produzir o íon férrico (Fe+3).

O raio deste íon é de 0,064 nm.

Um terceiro fator que afeta o tamanho de um átomo ou íon é o número de átomos adjacentes. Um átomo de ferro tem um raio de 0,1241 nm quando em contato com oito átomos de ferro adjacentes, arranjo normal à temperatura ambiente. Se os átomos fossem rearranjados a fim de que cada um deles contatasse outros 12, o raio atômico seria aumentado ligeiramente. Quanto maior o número de átomos adjacentes, maior a repulsão eletrônica proveniente dos átomos vizinhos e, consequentemente, maiores as distâncias interatômicas.

Forças e energias de ligação

Muitas das propriedades físicas dos materiais podem ser prognosticadas conhecendo-se as forças interatômicas que mantêm os átomos unidos.

A força total (FN) entre dois átomos é:

FN = FA + FR. (4.1)

Formam-se ligações iônicas quando elementos eletropositivos reagem com elementos eletronegativos. Os compostos iônicos incluem sais, óxidos, hidróxidos, sulfetos e a maioria dos compostos inorgânicos. Os sólidos iônicos são mantidos pela força de atração eletrostática entre os íons positivos e negativos. Considere o átomo de sódio, que tem a configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s1. O terceiro nível eletrônico contém somente um elétron. Se o átomo de sódio perder o elétron de seu nível mais externo (sofrer ionização), ele atingirá uma configuração eletrônica mais estável, adquirindo assim uma carga positiva de +1, tornando-se o íon sódio, Na+. A carga positiva surge porque o núcleo contém 11 prótons e restam apenas 10 elétrons. Os átomos de sódio tendem a perder elétrons dessa maneira quando lhes é fornecida energia, sendo por isso considerado um elemento eletropositivo.

Átomos de cloro possuem a configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Falta apenas um elétron para se chegar à estrutura estável de gás nobre. Assim, quando os átomos de cloro reagem, recebem um elétron (ionizam). O cloro é, portanto, um elemento eletronegativo. Adquirindo um elétron, o átomo de cloro eletricamente neutro se transformará num íon cloreto, que possui uma carga negativa, Cl-.

Quando sódio e cloro reagem entre si, o nível mais externo do átomo de sódio é transferido para o átomo de cloro, de modo a formar íons sódio, Na+, e íons cloreto, Cl-. Atração eletrostática entre os íons positivo e negativo os mantém juntos num retículo cristalino. O processo é energeticamente favorecido, pois os dois tipos de átomos atingem a configuração eletrônica estável de gás nobre, tal que o cloreto de sódio, Na+Cl-, é facilmente formado.

Interpretação energética e quântica das ligações iônicas

Voltemos a considerar o cloreto de sódio (NaCl). O átomo de sódio só tem um elétron 3s, externo a uma configuração interna estável. Bastam apenas 5,14 eV* para remover este elétrons do sódio. A remoção de um elétron do sódio deixa um íon positivo, com uma configuração completa. O cloro tem a falta de um elétron para completar uma camada fechada. A energia liberada pelo átomo na incorporação de um elétron é a afinidade ao elétron que, no caso do cloro, vale 3,61 eV. A aquisição de um elétron por um átomo de cloro forma um íon negativo que tem uma configuração eletrônica esferossimétrica. Assim, a formação de um íon Na+ e de um íon Cl-, pela doação de um elétron do sódio ao cloro, exige apenas 5,14 eV - 3,61 eV = 1,53 eV de energia, numa separação infinita. A energia potencial eletrostática dos dois íons separados pela distância r ér ke2

Quando a separação dos íons for menor que cerca de 0,94 nm, a energia potencial negativa, de atração, tem módulo maior que os 1,53 eV necessários para criar os dois íons. Então, nas separações menores que 0,94 nm, é energicamente favorável (isto é, há diminuição da energia total do sistema) para o átomo de sódio doar um elétron ao cloro a fim de formar o NaCl

Uma vez que a atração eletrostática aumenta quando os íons ficam cada vez mais próximos, poderia parecer que inexistiria uma distância de equilíbrio. No entanto, quando a separação dos íons for muito pequena, há uma forte repulsão que tem natureza quântica e está relacionada com o princípio da exclusão. Esta repulsão da exclusão é a responsável pela repulsão dos átomos em todas as moléculas (exceto nas de H2), qualquer que seja o mecanismo da ligação.

Podemos entender as razões desta repulsão. Quando os íons estiverem muito afastados, a função de onda de um elétron interno não se superpõe à função de onda de qualquer elétron no outro íon. Podemos distinguir os elétrons pelo íon a que pertencem. Isto significa que elétrons, nos dois íons, podem ter os mesmos números quânticos, pois ocupam diferentes regiões do espaço. Se a distância entre os íons diminuir, as funções de onda dos elétrons internos principiam a se superpor; isto é, os elétrons dos dois íons principiam a ocupar a mesma região do espaço. Em virtude do princípio da exclusão, alguns destes elétrons devem ir para estados quânticos com energia mais elevada. Porém, é necessário energia para deslocar os elétrons até estados quânticos com energia mais elevada. Este aumento de energia, quando os íons estiverem muito próximos, é equivalente à repulsão entre os íons. Os estados de energia dos elétrons se alteram gradualmente à medida que os íons se aproximam. Na fig. 4.7, mostra o gráfico da energia potencia dos íons Na+ e Clem função da separação entre os íons. A energia tem valor mínimo na separação correspondente ao equilíbrio, 0,236 nm. Em separações menores, a curva da energia se eleva abruptamente em consequência do princípio da exclusão. A energia necessária para separar os íons e formar os átomos neutros de sódio e de cloro é a energia de dissociação, que é cerca de 4,26 eV para o NaCl.

A distância de separação de equilíbrio de 0,236 nm, vale para o NaCl diatômico, gasoso, que se obtém pela vaporização do NaCl sólido. Normalmente, o NaCl está na forma sólida, com uma estrutura cristalina cúbica, na qual os íons Na+ e Cl- se alternam nos pontos de uma rede espacial cúbica. A separação dos dois íons no cristal é um tanto maior, cerca de 0,28 nm. Em virtude da presença dos íons vizinhos da rede, com carga elétrica de sinal oposto, a energia coulombiana por parde íons é mais baixa quando os íons estão no cristal.

Forças e energias interatômicas em pares iônicos

Consideremos um par de íons de cargas opostas, por exemplo, o par Na+ Cl-, que se aproximam um do outro a partir de uma grande distância r. À medida que os íons se aproximam um do outro, são mutuamente atraídos pelas forças de Coulomb, isto é, o núcleo de um íon atrai a nuvem eletrônica do outro e vice-versa.

Quando os íons se aproximam ainda mais um do outro, haverá eventualmente interações entre as respectivas nuvens eletrônicas, o que origina forças repulsivas.

Quando as forças atrativas igualarem-se às forças repulsivas, não haverá nenhuma força global entre os íons e estes estarão a uma distância de equilíbrio, a distância r0 A força total entre um par de íons de cargas opostas é igual à soma das forças atrativas e repulsivas, conforme a eq. (4.1) é FN = FA + FR.

A força atrativa entre o par iônico é uma força coulombiana, calculada considerando os íons como cargas pontuais.

Utilizando a lei de Coulomb, pode-se escrever a seguinte equação:

Ligação Química

 

em que Z1 e Z2 são os números de elétrons removidos ou adicionados aos átomos durante a formação dos íons, e é a carga do elétron (1,6022x10-19C), r é a distância interatômica e k é a constante de Coulomb*.

A força repulsiva entre um par de íons é, de acordo com resultados experimentais, inversamente proporcional à distância interatômica, e pode ser descrita pela equação

Ligação Química

em que B e n são constantes que dependem do sistema iônico em particular.

Substituindo as equações acima, obtém-se a força resultante

Ligação Química

No equilíbrio, utiliza-se a distância de equilíbrio r0 no lugar de r.

Ligação Química
Força em função da distância de separação

Fonte: www.foz.unioeste.br

Ligação Química

Ligação Metálica

Um metal típico é bom condutor de calor e de eletricidade, é maleável, dúctil, de aparência lustrosa; geralmente sólido, com alto ponto de fusão e de baixa volatilidade.

As propriedades físicas dos metais, principalmente a condução de eletricidade, podem ser explicadas pela ligação metálica. A ligação metálica é uma ligação covalente que tem características próprias.

Para se entender bem uma ligação covalente, nós precisamos pensar primeiro em orbital atômico, e depois, em orbital molecular.

Um orbital atômico é fácil de compreender: é aquela região do espaço onde existe a chance de nós encontrarmos um elétron em torno do núcleo de um átomo.

Como os núcleos dos átomos de diferentes elementos são necessariamente diferentes, as energias dos orbitais atômicos vão variar de elemento para elemento. Entretanto, quando dois elementos têm a condição propícia para formar uma ligação covalente, as energias de seus orbitais de valência serão razoavelmente parecidas, e esses orbitais vão se entrelaçar, formando uma nova região entre os núcleos dos átomos aonde a energia será menor ainda que aquelas dos orbitais de valência dos átomos separados. Essa região de baixa energia será o orbital molecular ligante. É nele que o par de elétrons responsável pela ligação covalente vai residir, unindo os dois elementos em uma nova molécula.

Entretanto, a natureza no mundo do muito pequeno, aquele da dimensão dos prótons, nêutrons e elétrons, é um pouco mais complicada. Por razões que a Mecânica Quântica explica, toda a vez que uma região de baixa energia é criada pelo entrelaçamento de dois orbitais atômicos de valência de dois átomos diferentes, também é criada uma região de energia muito alta, aonde elétrons de ligação não podem existir, e essa região é então conhecida por orbital molecular antiligante.

Parece complicado, mas é razoável: dois orbitais atômicos se misturam, formando dois orbitais moleculares, um ligante (baixa energia, pode conter um par de elétrons e é o responsável pela união dos átomos numa ligação covalente) e outro antiligante (alta energia, não pode conter elétrons de ligação).

Vara você ter uma idéia da coisa como é que fica, podemos utilizar dois orbitais atômicos e seu es elétrons 1s1 de dois átomos de hidrogênio se aproximando.

Quando eles se misturam, a ligação covalente vai resultar em dois orbitais moleculares, um de baixa energia, e um de alta; o par de elétrons residirá no de baixa, e será responsável por manter os dois átomos de hidrogênio ligados, formando a molécula de hidrogênio.

Podemos descrever essa situação de uma forma gráfica como:

Agora imagine um metal.

A estrutura do metal é fácil de ser visualizada, basta pensarmos em uma pilha de laranjas, daquelas arranjadas numa banca de supermercado: esferas sobre esferas, em um empacotamento denso. Assim é. Átomos do elemento densamente empacotados. Por simplicidade, vamos imaginar que esse metal seja o sódio. Desse modo, cada átomo de sódio pode trazer o seu elétron de valência 3s1 para formar ligações covalentes com os outros átomos de sódio no metal. Entretanto, o número de átomos de sódio é absurdamente grande, mesmo num pedaço bem pequenino do metal, você pode pensar em milhares, milhões de pequeninas esferas empacotadas umas às outras. Portanto, para formarmos uma ligação química, vamos contar com milhares, milhões até de orbitais 3s, um de cada átomo de sódio... podemos imaginar que, nessa situação, iremos produzir um número muito grande de orbitais moleculares. Se dissermos que temos N átomos (sendo N um número elevadíssimo), então teremos N orbitais moleculares ligantes, e a sua contrapartida, os N orbitais moleculares antiligantes.

É nesse caso especial que reside a particularidade da ligação metálica: como o número de orbitais é elevadíssimo, então as diferenças de energia entre eles irá crescer monotonicamente, como numa suave escala musical.

Quando, de repente, não estaremos mais no campo dos orbitais moleculares ligantes: passamos, quase sem perceber, para o campo de energias onde residem os orbitais moleculares não ligantes.

Em um metal, os elétrons de ligação irão ocupar esse “mar” de orbitais, dois elétrons por orbital. Os elétrons mais energéticos, aqueles residindo nos orbitais ligantes de mais alta energia, estarão muito próximos (em energia) das regiões dos orbitais antiligantes.

Fica muito fácil então excitarmos um elétron residente na fronteira ligante – antiligante para que ele (num estado excitado, ocupando um orbital antiligante) atravesse todo o volume do sólido, eventualmente reentrando na camada dos orbitais ligantes.

De fato, isso ocorre espontaneamente em um metal, o que faz com que o limite superior dos orbitais moleculares ligantes de mais alta energia sempre estejam meio cheios ou meio vazios, e essa faixa, responsável pela condução de elétrons de um lugar para o outro é chamada disso mesmo: faixa de condução.

É a existência dessa faixa que transforma os metais em bons condutores de corrente elétrica, e essa é uma das particularidades mais interessantes da ligação metálica, e que é responsável pela idéia de que a ligação metálica é “um oceano de elétrons envolvendo esferas positivamente carregadas”, muito comum de se encontrar em livros de química.

Fonte: inorgan221.iq.unesp.br

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