1.7 Ligações
químicas
Regra do octeto: para atingir uma maior
estabilidade, os demais elementos
químicos devem adquirir configuração
eletrônica
ca igual a dos gases nobres
através das ligações químicas – 8
elétrons no nível de valência ou, então, 2
elétrons se o nível de valência em
questão seja o primeiro.
primeiro
“Na natureza, tudo tende aos seus
estados mais estáveis.”
Lembre-se
se que a regra do octeto é
apenas uma tendência.
Os elementos mais
is estáveis são os gases
nobres. São
ão encontrados na forma
atômica,
ca, ou seja, não se encontram
ligados uns aos outros.
Tipos de ligações químicas
Vejamos
algumas
características
apresentadas pelos gases nobres:
•
•
•
•
•
Os mais elevados Potenciais de
Ionização;
Nenhuma afinidade eletrônica;
Nenhuma enetronegatividade;
enetronegatividade
Nenhuma eletropositividade;
eletropositividade
Os gases nobres apresentam
seus
us níveis de valência –
camada
da
mais
externa
–
completa.
“Átomos
Átomos dos diferentes elementos ligamligam
se uns aos outros, doando, recebendo ou
compartilhando elétrons na tentativa de
adquirir configuração eletrônica igual a
dos gases nobres.”
Ligação iônica ou eletrovalente
Ocorre entre espécies químicas com
grande tendência de doar e espécies
químicas com grande tendência de
receberr elétrons. Consideramos que há
uma efetiva transferência de elétrons.
elétron
Fórmula iônica: deve representar o
menor
nor número possível de cátions e
ânions, de maneira que o conjunto seja
eletricamente neutro.
Exercício comentado.
Vamos montar um composto que tenha
somente átomos de Na (sódio) e O
(oxigênio).
O ‘Na’ pertence à primeira família
(alcalinos)
nos) e precisa doar 1 elétron da
última
tima camada. Já o ‘O’ pertence à família
dos calcogênios e necessita ganhar 2
elétrons.
trons. Assim, precisamos de 2 átomos
de Na – cada um doando 1 elétron
elétr – para
estabilizar o O.
O resultado é: Na2O.
Regra prática: [J]3+ [Q]
[Q 2 – Cruzam-se
as cargas em x. A carga do J será o
número de átomos de Q utilizados e a
carga de Q será o número de átomos J
utilizados.
Resultado: J2Q3
Características dos compostos iônicos:
•
•
•
Aglomeram-se
se
em
formas
geométricas
tricas definidas (retículos
cristalinos);
Sólidos à temperatura ambiente;
Alto ponto de fusão e ebulição;
•
•
•
Conduzem
corrente
elétrica
quando
do fundidos ou dissolvidos
em água;
Geralmente são brancos;
O melhor solvente é a água.
Ligação covalente (molecular)
Lewis propôs que ligação covalente é
formada quando dois átomos vizinhos
compartilham um par de elétrons. Um par
de elétrons compartilhado é simbolizado
por A
B
; ligações
ões duplas A
B
e
B , consistem de
ligações triplas A
dois e três pares compartilhados. Os
pares não compartilhados são chamados
de isolados.
Seguindo a regrado octeto, podemos
construir as estruturas de Lewis seguindo
os passos abaixo:
1°° Escreva os símbolos e o número de
átomos que fazem parte da estrutura;
2° D etermine o número total de elétrons
de valência, somando os elétrons de
valência
lência de todos os átomos envolvidos.
3° Determine o átomo central – elemento
menos eletronegativo (hidrogênio nunca
será átomo central).
). Faça uma ligação
simples entre cada átomo periférico com
o átomo central.
4° Coloque os elétrons que restaram em
torno dos átomos periféricos até cada um
completar 8 elétrons ( e o hidrogênio 2).
5°
..
N
5° Se sobrarem elétrons após o passo 4,
coloque-os no átomo central.
6° Se o átomo central ainda não atingiu
os 8 elétrons, transforme um par isolado
de um átomo periférico em par de ligação
entre este e o central. Faça isso até que
todos os átomos alcancem os 8 elétrons
no nível de valência.
Exercício comentado:
Monte a estrutura de Lewis para o NH3
1°
H
H
Esta é a estrutura de Lewis para a
amônia. Perceba que todos os átomos
estão estáveis. Cada H tem dois elétrons
(compartilhados) e o N tem 6 elétrons
compartilhados
e
dois
isolados,
totalizando 8 elétrons.
Exercício comentado: Monte a estrutura
de Lewis para o SO3.
O
N
H
H
H
S
H
2°
O
O
N: 5 elétrons de valência;
Total de 24 elétrons de valência
H: 1 elétron de valência;
..
H:1 elétron de valência;
: O :
O
H: 1 elétron de valência.
Total: 8 elétrons de valência
S
O
3°
N
H
H
H
Neste passo já utilizamos 6 elétrons.
Lembre-se que cada ligação é um par de
elétrons que pertence aos dois átomos.
4° Como os hidrogênios já estão estáveis
- 2 elétrons - passamos para o próximo
passo.
..
O
: O
..
S
..
O :
..
Já utilizamos todos os 24 elétrons
disponíveis. Note que os oxigênios
periféricos estão estáveis – com 8
elétrons de valência – porém o enxofre
tem apenas 6.
Para estabilizar o enxofre temos que
transformar um par isolado de um dos
oxigênios e em par compartilhado
(ligação).
: O :
Ligação metálica
..
: O
..
S
..
O :
..
Agora todos os átomos do trióxido de
enxofre estão estáveis - 8 elétrons de
valência.
Para tal estabilização transformamos um
par isolado do oxigênio acima do enxofre
em
par
de
ligação.
Entretanto,
poderíamos
mos ter feito esta transformação
utilizando
do qualquer um dos oxigênios.
Neste ponto Lewis criou o conceito de
ressonância, que estabelece que a
estrutura real da molécula é considerada
uma mistura
tura de todas as estruturas
possíveis para um determinado arranjo
de átomos.
A estrutura metálica é constituída
constituí
por
cátions responsáveis pelo molde da rede
cristalina. Os cátions estão banhados
ba
por
um mar de elétrons (gás de elétrons),
constituído por todos os elétrons de
valência
lência dos átomos metálicos.