Facebook do Portal São Francisco Google+
+ circle
Home  Ligação Química  Voltar

Ligação Química

 

Ligação Química
Ligação Química

Ligação Química - O que é

A ligação química é qualquer força de atração que contém dois átomos ou íons juntos.

Na maioria dos casos, que a força de atração é entre um ou mais negativamente carregadas electrões realizada por um dos átomos e do núcleo de carga positiva do átomo de segundo.

Ligações químicas variam muito na sua força, variando de relativamente fortes ligações covalentes (no qual os elétrons são compartilhados entre os átomos) para ligações de hidrogênio muito fracos.

O termo ligação química também se refere ao simbolismo usado para representar a força de atração entre dois átomos ou íons.

Por exemplo, na fórmula química H-O-H, as linhas tracejadas curtos são conhecidos como ligações químicas.

Ligação Química - Compostos Químicos

Os compostos químicos são formados pela junção de dois ou mais átomos.

Um composto estável ocorre quando a energia total da combinação tem uma energia mais baixa do que os átomos separados. O estado ligado implica uma força atrativa líquido entre os átomos ... uma ligação química.

Os dois tipos extremos de ligações químicas são:

Ligação covalente: ligação em que um ou mais pares de electrões são partilhados por dois átomos.
Ligação iônica: ligação em que um ou mais electrões de um átomo são removidos e ligado a um outro átomo, resultando em iões positivos e negativos que atraem uns aos outros.

Ligação Química - Átomos

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

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 iônica ou eletrovalente

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.

Ligação Química - Teoria

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 Hidrogênio (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
H2O - 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.

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 atômicos rodeados de tantos pontos quantos electrões tem o átomo no nível de valência.

Ligação Iônica

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.

Ligação covalente e a representação por Estrutura de Lewis

Uma ligação covalente, 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:

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

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
Estrutura de Lewis bf3

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

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.

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.

Na Na+

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

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.

Fonte: br.geocities.com/dicasdequimica.vilabol.uol.com.br/

Sobre o Portal | Política de Privacidade | Fale Conosco | Anuncie | Indique o Portal