I. INTRODUÇÃO.
Existe uma grande quantidade de substâncias na
natureza e, isto se deve à capacidade de átomos iguais ou
diferentes se combinarem entre si. Um grupo muito
pequeno de átomos aparece na forma de átomos isolados,
como os gases nobres.
Se dois átomos combinarem entre si, dizemos que foi
estabelecida entre eles uma LIGAÇÃO QUÍMICA.
Os elétrons mais externos do átomo são
responsáveis pela ocorrência da ligação química.
os
As ligações químicas dependem da força de atração
eletrostática existente entre cargas de sinais opostas a da
tendência que os elétrons apresentam de formar pares.
Deste modo para ocorrer uma ligação química é
necessário que os átomos percam ou ganhem elétrons, ou,
então, compartilhem seus elétrons de sua última camada.
Um átomo adquire estabilidade quando possui 8
elétrons na camada eletrônica mais externa, ou 2 elétrons
quando possui apenas a camada K.
Esta ideia foi desenvolvida pelos os cientistas Gilbert N.
Lewis e Walter Kossel chegaram a uma explicação lógica
para as uniões entre os átomos que ficou conhecida como
TEORIA DO OCTETO.
Um átomo que satisfaz esta teoria é estável e é aplicada
principalmente para os elementos do subgrupo A
(representativos) da tabela periódica.
Existem muitas exceções a esta regra, porém ela
continua sendo usada por se tratar de uma introdução a
ligação química.
O número de elétrons que um átomo deve perder,
ganhar ou associar para se tornar estável recebe o nome de
valência ou poder de combinação do átomo.
Na prática, quando dois átomos vão se unir, eles
“trocam elétrons entre si” ou “usam elétrons em
parceria”, procurando atingir a configuração eletrônica de
um gás nobre. Surgem daí os três tipos comuns de ligação
química — iônica, covalente e metálica —, que
estudaremos a seguir.
II. LIGAÇÃO IÔNICA,
HETEROPOLAR.
ELETROVALENTE
em que os sinais • e x estão representando exatamente os
elétrons da camada mais externa. Essa representação é
chamada notação de Lewis.
Tendo cargas elétricas opostas, os cátions e os ânions se
atraem e se mantêm unidos pela chamada ligação iônica,
originando-se assim a substância cloreto de sódio (Na+Clˉ),
que é o sal comum usado em cozinha.
Vamos agora retomar as exemplificações, considerando
como segundo caso a reação entre o magnésio e o cloro:
Ou, abreviadamente: Mg + 2 Cl  MgCl2
E, como terceiro exemplo, a reação entre o alumínio e o
flúor:
OU
Ligação iônica é a força que mantém os íons unidos,
depois que um átomo cede definitivamente um, dois ou
mais elétrons para outro átomo. Eletrovalência é a carga
elétrica do íon.
Vamos considerar a reação entre o sódio e o cloro,
produzindo-se o cloreto de sódio:
Na + Cl  NaCl
Nesse exemplo, o átomo de sódio cede definitivamente
1 elétron ao átomo de cloro. Desse modo, forma-se um íon
positivo (cátion Na+) e um íon negativo (ânion Clˉ), ambos
com o octeto completo, ou seja, com a configuração de um
gás nobre (no caso, neônio e argônio, respectivamente).
Considerando que essa explicação envolve apenas os
elétrons da última camada (elétrons de valência), é comum
simplificar a representação anterior da seguinte maneira:
Ou, abreviadamente: Al + 3 F  AlF3
Como podemos observar, o número de íons que se
unem é inversamente proporcional às suas respectivas
cargas (valências). Disso resulta a seguinte regra geral de
formulação:
# A ligação iônica e a Tabela Periódica:
A ligação iônica ocorre, em geral, entre átomos de
METAIS com átomos de NÃO-METAIS, pois:
• os átomos dos metais possuem 1, 2 ou 3 elétrons na
última camada e têm forte tendência a perdê-los (veja os
casos do Na, do Mg e do Al, nos exemplos anteriores);
• os átomos dos não-metais possuem 5, 6 ou 7 elétrons na
última camada e têm acentuada tendência a receber mais 3,
2 ou 1 elétron e, assim, completar seus octetos eletrônicos
(veja o caso do Cl, nos exemplos anteriores).
Essa ideia pode ser generalizada se olharmos para a
Tabela Periódica. Como sabemos, nas colunas A, o número
de elétrons na última camada de cada elemento coincide
com o próprio número da coluna. Sendo assim, temos:
Ex1: O composto formado pela combinação do elemento X
(Z=20) com o elemento Y (Z=9) provavelmente tem
fórmula:
a) XY.
d) XY3.
b) XY2.
e) X2Y.
c) X3Y.
Ex2: Um elemento M do grupo 2A forma um composto
binário iônico com um elemento X do grupo 7A. Assinale,
entre as opções abaixo, a fórmula do respectivo composto:
a) MX.
d) M2X7.
b) MX2.
e) M7X2.
c) M2X.
Ex3: Em um composto, sendo A o cátion, B o ânion e A3B2 a
fórmula, provavelmente os átomos A e B, no estado
normal, tinham, respectivamente, os seguintes números de
elétrons periféricos:
a) 3 e 2
d) 3 e 6
b) 2 e 3
e) 5 e 6
c) 2 e 5
Ex4: A fórmula entre cátion X3+ e o ânion Y-1 é:
a) XY.
d) X3Y7.
b) XY3.
e) X7Y3.
c) X7Y.
Ex5: Sejam os elementos X, com 53 elétrons, e Y, com 38
elétrons. Depois de fazermos a sua distribuição eletrônica,
podemos afirmar que o composto mais provável formado
pelos elementos é:
a) YX2
d) Y2X
b) Y3X2
e) YX
c) Y2X3
Dessas propriedades resultam as valências (carga
elétrica) de alguns íons bastante importantes:
Ex6: Um elemento “X” que apresenta a distribuição
eletrônica em níveis de energia, K = 2, L = 8, M = 8, N = 2,
formando com:
a) um halogênio Y um composto molecular XY.
b) um calcogênio Z um composto iônico XZ.
c) o hidrogênio um composto molecular HX.
d) um metal alcalino M um composto iônico MX.
e) um halogênio R um composto molecular X2R.
Ex7: Num composto, sendo X o cátion e Y o ânion, e a
fórmula X2Y3, provavelmente os átomos X e Y no estado
normal tinham os seguintes números de elétrons na
amada de valência, respectivamente:
a) 2 e 3.
d) 3 e 6.
b) 2 e 5.
e) 5 e 6.
c) 3 e 2.
Os elementos da coluna 4A têm quatro elétrons na
última camada. Eles não apresentam tendência nem para
perder nem para ganhar elétrons. Por esse motivo, quando
esses elementos se unem a outros para atingir um octeto
completo, tendem a não formar ligações iônicas.
Ex8: Um elemento X (Z = 20) forma com Y um composto de
fórmula X3Y2. O número atômico de Y é:
a) 7.
d) 12.
b) 9.
e) 18.
c) 11.
III. LIGAÇÃO
HOMOPOLAR.
COVALENTE,
MOLECULAR
OU
Ligação covalente ou covalência é a união entre
átomos estabelecida por pares de elétrons.
Consideremos, como primeiro exemplo, a união entre
dois átomos do elemento hidrogênio (H) para formar a
molécula da substância simples hidrogênio (H2):
H + H  H2
Eletronicamente
esquemáticas):
(as
figuras
são
representações
Ou, abreviadamente:
ou
Nesta última representação, o traço (—) está indicando
o par de elétrons que os dois átomos de hidrogênio passam
a compartilhar. Assim, por comodidade, costuma-se
representar uma ligação covalente normal por um traço.
Observamos que, na molécula final (Cl2), há um par de
elétrons compartilhado pelos dois átomos de cloro. Com
isso, podemos dizer que cada átomo de cloro dispõe de
seus sete elétrons mais um elétron compartilhado,
perfazendo então o octeto, que dá a cada átomo a
configuração estável de um gás nobre. Na molécula
formada acima, os elétrons da última camada que não
participam do par eletrônico compartilhado são
comumente chamados elétrons não-ligantes ou pares
eletrônicos isolados.
Consideremos, como terceiro exemplo, a formação da
molécula da substância simples oxigênio (O2):
Cada átomo de oxigênio tem apenas seis elétrons na
camada de valência. Os dois átomos se unem
compartilhando dois pares eletrônicos, de modo que cada
átomo “exerça domínio” sobre oito elétrons.
Forma-se assim uma ligação dupla entre os átomos,
que é indicada por dois traços na representação O=O (nos
exemplos do H2 e do Cl2, o único par eletrônico comum
constitui uma ligação simples).
Como quarto exemplo, vejamos a formação da
molécula da substância simples nitrogênio (N2):
Cada átomo de nitrogênio tem apenas cinco elétrons na
camada periférica. Eles se unem compartilhando três pares
eletrônicos. Forma-se assim uma ligação tripla entre os
átomos, que é indicada pelos três traços na representação
NN. Desse modo, cada átomo está com o octeto completo,
pois além de seus cinco elétrons compartilham três
elétrons com o átomo vizinho.
As fórmulas em que os elétrons aparecem indicados
pelos sinais • e x são chamadas fórmulas eletrônicas ou
fórmulas de Lewis. Quando os pares eletrônicos covalentes
são representados por traços (–), chamamos essas
representações de fórmulas estruturais planas; no último
exemplo considerado:
Podemos dizer que a ligação é covalente quando os
dois átomos apresentam a tendência de ganhar elétrons.
Isso ocorre quando os dois átomos têm 4, 5, 6 ou 7 elétrons
na última camada eletrônica (e mais o hidrogênio, que,
apesar de possuir apenas um elétron, está próximo da
configuração do hélio). Em outras palavras, a ligação
covalente aparece entre dois átomos de não-metais, ou
semimetais ou, ainda, entre esses elementos e o
hidrogênio. Pela Classificação Periódica, visualizamos
perfeitamente os elementos que se ligam por covalência:
# Caso particular da ligação covalente:
Vejamos como primeiro exemplo a formação da
molécula de gás sulfuroso (SO2):
A
ligação
COVALENTE
DATIVA
OU
COORDENADA é um tipo de ligação que ocorre quando
um dos átomos envolvidos já conseguiu a estabilidade,
com oito elétrons na camada de valência, e o outro átomo
participante necessita ainda de dois elétrons para
completar a sua camada de valência.
O=SO
O caso do trióxido de enxofre (SO3) é semelhante:
Um caso interessante é o do monóxido de carbono
(CO), em que temos, entre o carbono e o oxigênio, duas
ligações covalentes normais e uma dativa (par eletrônico
assinalado).
IV. EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO
Hoje são conhecidos compostos que não obedecem à
regra do octeto.
 Em alguns casos, as ligações se completam com menos de
8 elétrons. Isso acontece com o berílio (Be) e o boro (B),
que, em certas moléculas não apresenta o octeto completo.
Há apenas 4 elétrons ao redor do berílio.
 Compostos dos gases nobres. Embora no início deste
capítulo tenhamos dito que os gases nobres têm “pouca
vontade” de se unir a outros elementos, a partir de 1962
foram produzidos vários compostos de gases nobres.
Há 10 elétrons ao redor do xenônio.
Há apenas 6 elétrons ao redor do boro.
Há 12 elétrons ao redor do xenônio.
 Em outros casos, as ligações perfazem mais do que 8
elétrons. Ocorre geralmente com o fósforo (P) e o enxofre
(S), que, em certas moléculas, aparecem com 10 e 12
elétrons na camada de valência.
Ex9: Considerando dois elementos, A e B, com números
atômicos 20 e 17, a fórmula e o tipo de ligação do composto
formado estão na alternativa:
a) AB2 - ligação covalente
b) A2B - ligação iônica
c) AB2 - ligação iônica
d) A2B - ligação covalente
e) A7B2 - ligação iônica
Há 10 elétrons ao redor do fósforo.
Há 12 elétrons ao redor do enxofre.
Esses casos só ocorrem quando o átomo central é
relativamente grande, para que possa acomodar tantos
elétrons ao seu redor. Por isso, essa chamada camada de
valência expandida só aparece em elementos do 3º período
da Tabela Periódica para baixo.
 Há poucos compostos em que a camada de valência é
completada com número ímpar de elétrons. Por exemplo,
no caso dos compostos NO, NO2 e ClO2 temos 7 elétrons ao
redor do nitrogênio e do cloro:
Ex10: Os elementos X e Y têm, respectivamente, 2 e 6
elétrons na camada de valência. Quando X e Y reagem,
forma-se um composto:
a) covalente, de fórmula XY
b) covalente, de fórmula XY2
c) covalente, de fórmula X2Y3
d) iônico, de fórmula X2+Y2–
e) iônico, de fórmula X2+Y2–
Ex11: Um elemento metálico forma com enxofre (Z=16) um
composto de fórmula M2S3. A fórmula do composto
formado por este metal com o cloro (Z=17) é:
a) MCl2.
d) MCl4.
b) MCl.
e) M2Cl.
c) MCl3.
V. PROPRIEDADES FÍSICAS DOS COMPOSTOS
IÔNICOS E MOLECULARES
- São sólidos a temperatura
ambiente;
- Conduz corrente elétrica somente
COMPOSTOS
quando fundidos ou em solução
IÔNICOS
aquosa;
- Apresentam altos pontos de fusão
e ebulição
- Apresentam-se nos três estados
físicos;
- Só conduzem corrente elétrica
COMPOSTOS
quando solubilizados em solventes
MOLECULARES apropriados, e não conduzem
corrente elétrica quando puros;
- Em geral apresentam baixos
pontos de fusão e ebulição.
VI. LIGAÇÃO METÁLICA
Uma das principais características dos metais é a
condução fácil da eletricidade. A consideração de que a
corrente elétrica é um fluxo de elétrons levou à criação da
chamada teoria da nuvem eletrônica (ou teoria do mar de
elétrons), que passamos a explicar.
Em geral, os átomos dos metais têm apenas 1, 2 ou 3
elétrons na última camada eletrônica; essa camada está
normalmente afastada do núcleo, que, consequentemente,
atrai pouco aqueles elétrons. Como resultado, os elétrons
escapam facilmente do átomo e transitam livremente pelo
reticulado. Desse modo, os átomos que perdem elétrons
transformam-se em cátions, os quais podem, logo depois,
receber elétrons e voltar à forma de átomo neutro, e assim
sucessivamente.
Concluindo, podemos dizer que, segundo essa teoria, o
metal seria um aglomerado de átomos neutros e cátions,
mergulhados em uma nuvem (ou “mar”) de elétrons livres
(costuma-se também dizer que esses elétrons estão
deslocalizados). Assim, a “nuvem” de elétrons funcionaria
como uma ligação metálica, mantendo os átomos unidos.
• Resistência à tração: os metais resistem bastante às
forças que, quando aplicadas, tendem a alongar uma barra
ou fio metálico. Essa propriedade é também uma
consequência da “força” com que a ligação metálica
mantém os átomos unidos. Uma aplicação importante da
resistência à tração é a aplicação dos metais em cabos de
elevadores ou de veículos suspensos (como os bondinhos
do Pão de Açúcar, no Rio de Janeiro); outra aplicação é a
colocação de vergalhões de aço dentro de uma estrutura de
concreto para torná-la mais resistente é o chamado
concreto armado, de largo uso na construção de pontes,
edifícios etc.
• Maleabilidade: é a propriedade que os metais
apresentam de se deixarem reduzir a chapas e lâminas
bastante finas, o que se consegue martelando o metal
aquecido ou, então, passando o metal aquecido entre
cilindros
laminadores,
que
o
vão
achatando
progressivamente, originando, assim, a chapa metálica.
Isso é possível porque os átomos dos metais podem
“escorregar” uns sobre os outros. Essa é uma das
propriedades mais importantes dos metais, se
considerarmos que as chapas metálicas são muito usadas
na produção de veículos, trens, navios, aviões, geladeiras
etc. O ouro é o metal mais maleável que se conhece; dele
são obtidas lâminas com espessura da ordem de 0,0001
mm, usadas na decoração de imagens, estatuetas, bandejas
etc.
# Propriedades dos metais:
• Brilho metálico: os metais, quando polidos, refletem a
luz como se fossem espelhos, o que permite o seu uso em
decoração de edifícios, lojas etc.
• Condutividades térmica e elétrica elevadas: os metais,
em geral, são bons condutores de calor e eletricidade. Isso
é devido aos elétrons livres que existem na ligação
metálica, como foi explicado no item anterior, e que
permitem um trânsito rápido de calor e eletricidade
através do metal. A condução do calor é importante, por
exemplo, no aquecimento de panelas domésticas e
caldeiras industriais; a condução da eletricidade é
fundamental nos fios elétricos usados nas residências,
escritórios e indústrias.
• Densidade elevada: os metais são, em geral, densos. Isso
resulta das estruturas compactas.
• Pontos de fusão e de ebulição elevados: os metais, em
geral, fundem e fervem em temperaturas elevadas. Isso
acontece porque a ligação metálica é muito forte, e
“segura” os átomos unidos com muita intensidade. Note
que isso é muito importante na construção de caldeiras,
tachos, reatores industriais etc., em que ocorrem
aquecimentos intensos.
• Ductilidade: é a propriedade que os metais apresentam
de se deixarem transformar em fios, o que se consegue
“puxando” o metal aquecido através de furos cada vez
menores. A explicação para isso é semelhante à da
maleabilidade. Os fios produzidos, de maior ou menor
diâmetro, são muito usados nas construções, em concreto
armado ou como fios elétricos e arames de vários tipos. O
ouro é também o metal mais dúctil que se conhece; com 1
grama de ouro é possível obter um fio finíssimo com cerca
de 2 km de comprimento.