AULA 5
QUÍMICA- TONI - ATITUDE
www.sosprofessor.xpg.com.br
Ligações químicas: ligações iônicas e
ligações covalentes
Ligação iônica ou eletrovalente
Átomos que têm de 1 a 3 elétrons na camada de valência (metais) tendem a perder esses elétrons, tornandose partículas carregadas positivamente (cátions), pois, então, o número de prótons ficará maior que o número
de elétrons.
Um átomo será capaz de perder elétrons e tornar-se um íon positivo, se um outro átomo fortemente
eletronegativo for capaz de aceitar esses elétrons em sua camada de valência e, então, tornar-se um íon
negativo (ânion). Os não-metais têm mais de 4 elétrons na camada de valência e apresentam tendência para
receber elétrons.
Os íons positivos e negativos constituídos atraem-se, formando o composto. A força que prende os íons no
composto é de atração eletrostática.
Exemplo:
Cloreto de potássio
Podemos representar a ligação iônica pelo Diagrama de Lewis, que representa por meio de pontos ao redor
do símbolo os elétrons de valência.
1
Quando o H está ligado a metal alcalino ou alcalino-terroso, o composto formado é iônico. O átomo H
recebe um elétron, formando o ânion H - (hidreto), que tem 2 elétrons na camada K.
Um método para obtermos a fórmula de um composto iônico pode ser dado pelo exemplo:
Composto oxido de alumínio
Um composto iônico é sólido cristalino nas condições ambientes. No cloreto de sódio, os íons sódio (Na +) e
cloreto (C/-) se arranjam no espaço, formando cristais
Ligação covalente:
Quando a diferença de eletronegatividade entre dois átomos que formam a ligação não for grande, os átomos
ligar-se-ão pelo compartilhamento de alguns de seus elétrons de valência. A ligação é feita por meio de dois
elétrons que são atraídos pelos dois núcleos.
Se cada átomo contribui com 1 elétron para estabelecer o par eletrônico, a ligação é chamada covalente
comum ou simplesmente covalente. Se os dois elétrons pertencem a um só átomo, a ligação é chamada
covalente dativa ou coordenada.
O compartilhamento de elétrons ocorre entre átomos que apresentam 4 ou mais de 4 elétrons na camada de
valência. O hidrogênio tem um elétron na camada de valência e também apresenta esse tipo de ligação. Os
compostos que apresentam os átomos ligados apenas por ligação covalente são chamados compostos
moleculares.
2
Exemplos de ligações covalentes e dativas:
I) Ligação simples - um par de elétrons compartilhado pelos dois átomos. A molécula de água tem duas
ligações simples.
II) Ligação dupla - dois pares de elétrons compartilhados.
III) Ligação tripla - três pares de elétrons compartilhados.
Tanto o enxofre como o oxigênio apresentam 6 elétrons de valência. Um átomo de enxofre liga-se a um
átomo de oxigênio por dois pares eletrônicos simples. O outro átomo de oxigênio liga-se ao enxofre por
3
dativa, sendo o par de elétrons fornecido pelo enxofre, que já está com 8 elétrons na camada de valência. O
par eletrônico é representado por uma flecha dirigida no sentido doador -» receptor.
Algumas regras para montar a ligação covalente:
- colocar o elemento central no meio;
- colocar o elemento mais eletronegativo ao redor do átomo central;
- colocar o hidrogênio ligado ao oxigênio.
Propriedades da ligação covalente:
- formam moléculas;
- em geral, são solúveis em solventes apolares;
- possuem baixo PF e PE;
- em geral, não conduzem eletricidade, exceto os ácidos.
Ligações apolares e ligações polares
Uma decorrência importante do estudo da eletronegatividade dos elementos é que, em função da
diferença de eletronegatividade (Δ) entre os átomos envolvidos, podemos classificar as ligações
covalentes como:
• Ligações apolares: são as que apresentam diferença de eletronegatividade igual a zero (ou
muito próximo de zero). Exemplos:
Cl Cl
3,0 3,0 → Δ= 3,0 - 3,0 = 0
4
H Te H
2,1 2,1 → Δ= 2,1 -2,1 = 0
• Ligações polares: são as que apresentam diferença de eletronegatividade diferente de zero.
Exemplos:
H Cl
2,1 3,0 → Δ= 3,0 - 2,1 = 0,9
IF
2,5 4,0 → Δ= 4,0 - 2,5 = 1,5
Agora é importante salientar o seguinte: quando essa diferença ultrapassa o valor 1,7, a atração
exercida por um dos átomos sobre o par eletrônico é tão grande que a ligação covalente se
“rompe”, tornando-se uma ligação iônica. Exemplos:
Na+ Cl–
0,9 3,0 → Δ= 3,0 - 0,9 = 2,1 (Ligação iônica)
K+ F0,8 4,0 → Δ= 4,0 - 0,8 = 3,2 (Ligação iônica)
5
Representação
Moléculas polares e moléculas apolares
6
Ligação metalica:
Ligação metálica é a ligação entre metais e metais. Formam as chamadas ligas metálicas que são cada vez
mais importantes para o nossodia-a-dia.
No estado sólido, os metais se agrupam de forma geometricamente ordenados formando as células, ou
grades ou retículo cristalino.
Uma amostra de metal é constituída por um grande número de células unitárias formadas por cátions desse
metal.
Na ligação entre átomos de um elemento metálico ocorre liberação parcial dos elétrons mais externos, com a
conseqüente formação de cátions, que formam as células unitárias.
Esses cátions têm suas cargas estabilizadas pelos elétrons que foram liberados e que ficam envolvendo a
estrutura como uma nuvem eletrônica. São dotados de um certo movimento e, por isso, chamados de
elétrons livres. Essa movimentação dos elétrons livres explica por que os metais são bons condutores
elétricos e térmicos.
A consideração de que a corrente elétrica é um fluxo de elétrons levou à criação da Teoria da Nuvem
Eletrônica ou Teoria do “Mar” de elétrons.
Pode-se dizer que o metal seria um aglomerado de átomos neutros e cátions, mergulhados numa nuvem ou
“mar” de elétrons livres. Esta nuvem de elétrons funcionaria como a ligação metálica, que mantém os
átomos unidos.
Figura geométrica do NaCl (cloreto de sódio)
Um
cristal
ou
retículo
cristalino
de
NaCl
aumentado
300
vezes
São estas ligações e suas estruturas que os metais apresentam uma série de propriedades bem características,
7
como por exemplo, o brilho metálico, a condutividade elétrica, o alto ponto de fusão e ebulição, a
maleabilidade, a ductilidade, a alta densidade e a resistência á tração.
As ligas metálicas são a união de dois ou mais metais. Às vezes com não-metais e metais. As ligas têm
mais aplicação do que os metais puros.
Algumas ligas:
- bronze (cobre + estanho) – usado em estátuas, sinos
- aço comum (ferro + 0,1 a 0,8% de carbono) – com maior resistência à tração, é usado em construção,
pontes, fogões, geladeiras.
- aço inoxidável (ferro + 0,1 de carbono + 18% de cromo + 8% de níquel) – não enferruja (diferente do ferro
e do aço comum), é usado em vagões de metrô, fogões, pias e talheres.
- latão (cobre + zinco) – usado em armas e torneiras.
- ouro / em jóias (75% de ouro ou prata + 25% de cobre) – usado para fabricação de jóias. Utiliza-se 25% de
cobre para o ouro 18K. E o ouro 24K é considerado ouro puro.
8
As substâncias metálicas são representadas
Exemplo: Fe, Cu, Na, Ag, Au, Ca, Hg, Mg, Cs, Li.
graficamente
pelo
símbolo
do
elemento:
Pontes de hidrogênio
Ligação química caracterizada por uma ligação covalente entre o hidrogênio e uma ligação covalente com o
oxigênio (O), nitrogênio (N) ou flúor (F), e uma interação do tipo dipolo-dipolo entre o átomo de hidrogênio
e um átomo de oxigênio (O), nitrogênio (N) ou flúor (F). Por exemplo, a molécula de água pode formar
ligações do tipo ponte de hidrogênio cuja representação é:
A linha contínua indica a ligação covalente, e a linha tracejada, a ligação gerada pela interação entre os
dipolos elétricos presentes no oxigênio e no hidrogênio. Os três átomos envolvidos em uma ligação desse
tipo, que podemos representar genericamente por:
podem ser unidos por uma linha reta. Entretanto, ângulos AHB de até 30° já foram medidos.
.
Forças ou ligações de Van der Waals, um dos tipos de forças intermoleculares, caracterizadas por
existirem entre moléculas eletricamente neutras. Foram descobertas pelo físico holandês Johannes van der
Waals. Dividem-se em (a) forças de van der Waals do tipo dipolo-dipolo, responsáveis pela interação entre
duas moléculas que possuem momento de dipolo elétrico permanente, isto é, são moléculas polares; (b)
forças de van der Waals do tipo polarizabilidade-polarizabilidade, responsáveis pela interação entre duas
moléculas que apresentam momento de dipolo elétrico instantaneamente induzido, isto é, são moléculas
polarizáveis; (c) forças de van der Waals do tipo dipolo-polarizabilidade, responsáveis pela interação entre
uma molécula que apresenta momento de dipolo elétrico permanente e outra que apresenta momento de
dipolo induzido.
Forças intermoleculares, forças de atração e repulsão entre as moléculas.
As forças de atração ou de Van der Waals são as responsáveis por muitos fenômenos físicos e químicos,
como a adesão, o atrito e a viscosidade. Mais complexo, o fenômeno das forças repulsivas ainda não é
completamente conhecido, mas pode ser observado normalmente entre moléculas que não interagem
quimicamente.
Van der Waals, Johannes Diderik (1837-1923), físico holandês que desenvolveu uma teoria sobre a
continuidade dos estados líquido e gasoso da matéria que se expressa na equação van der Waals. Por estas
descobertas recebeu em 1910 o Prêmio Nobel de Física.
9
REPRESENTAÇÃO
10