“Um novo jeito de se aprender química”
Helan Carlos e Lenine Mafra- Farmácia- 2014.2
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não tenho a intenção de violá-los de nenhuma imagem,
exemplo prático ou material de terceiros que porventura
venham a ser utilizados neste ou em qualquer outro
material.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
No nosso dia-a-dia encontramos uma diversidade de substância a qual
diferencia entre elas alguns aspectos como; Cor, Cheiro, Sabor, Estado físico, Ponto de
fusão e ebulição dentre outros. Essa diversidade se deve a capacidade que o átomo
tem de combinar com outros átomos. Hoje é impossível pensar em átomos como os
constituintes básicos da matéria sem ter a ideia de ligações químicas.
Basicamente, duas forças de naturezas distintas atuam no interior da matéria:
são as forças intermoleculares, isto é, interações que ocorre entre moléculas, e
as forças intramoleculares (ligações químicas), interações que agem no interior dessas
moléculas, entre dois ou mais átomos. As forças intermoleculares podem ser descritas,
sucintamente como; Ligações de Hidrogênio ,Forças de Van der Waals (ou também
chamado de dispersão de London) e dipolo-dipolo. As forças intramoleculares são as
famosas ligações químicas, que podem ser do tipo iônico, covalente, coordenada ou
metálica. O propósito deste texto é abordar aspectos referentes a estas última força
da natureza que atuam no interior da matéria
O tipo de ligação química que forma os compostos é que determina suas propriedades
As ligações químicas representam interações entre dois ou mais átomos,
interações essas que podem ocorrer por doação de elétrons, compartilhamento de
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elétrons ou ainda deslocalização de elétrons. Cada um desses processos é
caracterizado por uma denominação de ligação química. É importante, entretanto,
salientar que se átomos vão se unir uns aos outros para originar novas substâncias,
nada mais sensato do que pensar que esses átomos entrarão em contato entre si.
Quando dois átomos entram em contato, fazem-no por meio das suas elestrosfera, ou
seja, de suas últimas camadas. Isso faz pensar que a última camada de um átomo é a
que determina as condições de formação das ligações químicas.
Assim, a ligação química se estabelece quando átomos reagem entre sim, mas
afinal como se foram às ligações químicas? Existem várias teorias que tentam explicálas. Dentre elas, para moléculas mais simples, iremos adotar a regra do octeto.
REGRA DO OCTETO;
Sabe-se que, em busca de uma estabilidade eletrônica, os átomos procuram se
ligar uns aos outros, no entanto, foi notado pelos cientistas Gilbert Newton e Walter
Kossel que um grupo de átomos não buscava essa tendência, os chamados “gases
nobres”.
Os gases nobres são encontrados na natureza na forma de átomos isolados
porque eles têm a última camada da eletrosfera completa, ou seja, com 8 elétrons.
Mesmo o hélio, com 2 elétrons, está completo porque o nível K só permite, no
máximo, 2 elétrons.
De todos os elementos químicos conhecidos, apenas 6, os gases nobres ou
raros, são encontrados na natureza na forma de átomos isolados. Os demais se
encontram sempre ligados uns aos outros, de diversas maneiras, nas mais diversas
combinações.
Regra do Octeto – A Regra do Octeto estabelece que os átomos dos elementos ligamse uns aos outros na tentativa de completar a sua camada de valência (última camada
da eletrosfera). A denominação “regra do octeto” surgiu em razão da quantidade
estabelecida de elétrons para a estabilidade de um elemento, ou seja, o átomo fica
estável quando apresentar em sua camada de valência 8 elétrons. Lembrando que na
camada K pode haver no máximo 2 elétrons, dessa forma os átomos como hidrogênio,
Lítio, ficam estáveis com 2 elétrons na última camada K, pois ela permite no máximo 2
elétrons, ficando assim com configuração eletrônica do gás nobre hélio.
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Observe a distribuição eletrônica dos gases nobres na tabela a seguir:
NOME
SÍMBOLO
Z
K
L
M
N
O
P
Q
HÉLIO
He
2
2
-
-
-
-
-
-
NEÔNIO
Ne
10
2
8
-
-
-
-
-
ARGÔNIO
Ar
18
2
8
8
-
-
-
-
CRIPTÔNIO
Kr
36
2
8
18
8
-
-
-
XENÔNIO
Xe
54
2
8
18
18
8
-
-
RADÔNIO
Rn
86
2
8
18
32
18
8
-
A estabilidade dos gases nobres deve-se ao fato de que possuem a última
camada completa, ou seja, com o número máximo de elétrons que essa camada pode
conter, enquanto última. Os átomos dos demais elementos químicos, para ficarem
estáveis, devem adquirir, através das ligações químicas, eletrosferas iguais às dos
gases nobres.
Exemplo:
Repare que os átomos de Oxigênio se ligam para atingirem a estabilidade
sugerida pela Regra do Octeto. As diferentes cores de eletrosfera mostradas na figura
nos ajudam a interpretar.
1. Átomos de Oxigênio possuem 6 elétrons na camada de valência (Que pode
ser visualizado no anel mais externo de cada átomo de oxigênio, que é representando
pela duas bolinhas vermelhas)
2. Para se tornarem estáveis precisam contar com 8 elétrons, o que fazem
então? Compartilham dois elétrons (indicado na junção dos dois anéis), formando uma
molécula de gás Oxigênio (O2). (Percebe então que cada átomo de oxigênio possui na
sua última camada 6 elétrons de valência que no primeiro átomo de oxigênio são
representado pelas bolinhas azuis, mais 2 elétrons que recebeu através de um
compartilhamento com o outro átomo de oxigênio, esses 2 são representados pela
bolinhas laranjas, ficando assim com um total de 8 elétrons na sua última camada.
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No entanto existem exceções para a Regra do Octeto, alguns compostos não
precisam ter oito elétrons na camada de valência para atingir a estabilidade, vejamos
quais.
Elementos estáveis com menos de oito elétrons;
Ocorrem nos elementos do segundo período em diante, principalmente nas
moléculas que apresentam o berílio e o boro, além também de alguns óxidos de
nitrogênio. Abaixo temos dois casos assim:
Berílio (Be)
É uma exceção à Regra do Octeto porque é capaz de formar compostos com
duas ligações simples, sendo assim, estabiliza-se com apenas quatro elétrons na
camada de valência.
Neste primeiro caso temos o difluoreto de berílio. Note que apenas com duas
ligações, isto é, com 4 elétrons na camada de valência, o berílio já atinge a estabilidade
eletrônica.
Boro (B)
No trifluoreto de boro, o boro adquire estabilidade compartilhando seus três
elétrons de valência com três átomos de flúor, assim ele fica estável com apenas 6
elétrons na camada de valência.
Elementos estáveis com mais de oito elétrons;
Esse caso ocorre em elementos do terceiro período em diante, pois, visto que
são mais de oito elétrons que terão que se comportar na camada de valência, o átomo
precisa ser relativamente grande. É por isso que os elementos do segundo período
nunca se expandem. Os elementos principais nos quais essa expansão do octeto
ocorre são o fósforo (P) e o enxofre (S):
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No primeiro caso, o fósforo ficou estável com 10 elétrons em sua camada de
valência; já no segundo exemplo, o enxofre ficou com 12 elétrons.
Dica!



Átomos como 1, 2 e 3 elétrons na sua última camada tendem a perder está
elétrons para ficar estável com oito elétrons na sua última camada.
Átomos com 5, 6 e 7 elétrons na última camada ganham elétrons para
completar seus oito elétrons na última camada.
Em caso de elementos com 4 elétrons na sua última camada, caso seja metal
ele tendem a perder estes 4 elétrons e completar a sua camada, caso seja um
ametal ele ganhará mais 4 elétrons e completará sua última camada.
Tipos de ligações químicas
Existem diferentes tipos de ligações químicas, sendo elas: Ligação iônica ou
eletrovalente, ligação covalente ou molecular, ligação covalente coordenada
(antigamente chamada de dativa) e ligação metálica.
LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE
Caracteriza-se quando um metal cede elétrons a um não metal em busca da
estabilidade eletrônica. O átomo que perde elétrons torna-se um íon positivo (cátion)
e aquele que ganha elétrons torna-se um íon negativo (ânion). Os íons de cargas
opostas entram em contato direto, se ligam por atração eletrostática. Assim, com mais
íons presentes atraindo-se em diversas direções, forma-se um conglomerado
fortemente ligado e organizado denominado de retículo cristalino.
É de importância destacar que a ligação iônica ocorrer entre um metal e um
não metal ou um metal e um átomo de hidrogênio.
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Dica!
METAL
Possui 1,2 ou 3 elétrons em sua última
camada
Tendem a doar (por possuir uma menor
eletronegatividade)
Torna-se cátion
NÃO-METAL
Possui 5,6 ou 7 elétrons em sua última
camada
Tendem a receber (por possuir uma
maior eletronegatividade)
Torna-se ânion
Exemplo de compostos iônicos:
A ligação entre Na(sódio) que é um metal e Cl(cloro) um ametal é um exemplo
característicos de ligação iônica. Ao olharmos na tabela periódica logo percebemos
que o sódio por fazer parte da família IA, possui um elétron em sua última camada. O
Cloro pertence a família 7A, ou seja possui sete elétrons em sua última camada.
Características dos compostos iônicos:
 Alto ponto de fusão e ebulição (devido à atração eletrostática)
 Nas condições ambientais são sólidos cristalinos.
 Conduzem eletricidade quando dissociados em um solvente.
 São maus condutores em estado sólido
LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR:
Na ligação covalente, os átomos compartilham seus elétrons presentes na
camada de valência para obter o octeto completo. Cada um dos átomos envolvidos
entra com um ou mais elétrons para a formação de um par compartilhado, que, a
partir da formação, passará a pertencer a ambos os átomos. A ligação do tipo
covalente ocorre entre não metais - não metais, não metais- hidrogênio e entre
hidrogênio – hidrogênio.
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As ligações covalentes resultam da interpenetração de orbitais atômicos dando
origem a orbital molecular, segue o esquema abaixo.
As ligações covalentes podem ser do tipo simples quando há um par de
elétrons compartilhado, dupla que são duas pares e triplas quando são três pares de
elétrons compartilhados.
É de importância 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.
Características dos compostos moléculas:
 Não possuem íons; Possuem moléculas.
 Podem ser sólidos, líquido os gasoso.
 Apresentam baixas temperaturas de fusão e ebulição.
 Geralmente são insolúveis em águas. A solubilidade só acontece em compostos
bastantes polares.
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LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA
A ligação covalente coordenada (até algum tempo atrás denominada covalente
dativa) é um tipo especial de ligação covalente: ao invés de átomos compartilharem
elétrons mutuamente (com o par eletrônico formado por um elétron de cada), um dos
ligantes “doa” um par inteiro ao outro.
O verbo “doa” não está entre aspas sem motivo, pois o par cedido não torna-se
propriedade do segundo. Assim, mesmo que não haja compartilhamento mútuo, o par
completa as eletrosferas de ambos.
A ligação covalente coordenada poderá ser representada por um seta ou
preferencialmente por um traço assim como é feito na ligação simples.
Como identificar se um átomo está fazendo uma ligação coordenada?
Verifiquei o número de elétrons livres presente nos elementos em volta do átomo
central.
Representação das diversas fórmulas para representar uma molécula:
ESTRUTURA DE LEWIS OU FÓRMULAR DE LEWIS- Estruturas de Lewis são diagramas
que mostram a ligação entre os átomos de uma molécula e os pares de elétrons
livres que podem existir na molécula. A estrutura de Lewis pode ser desenhada para
qualquer molécula ligada de forma covalente, bem como coordenação de compostos.
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FÓRMULA ESTRUTURAL OU CONSTITUCIONAL- Esse é o tipo de apresentação
detalhada de como os átomos de uma molécula estão ligados entre si. Por exemplo, a
molécula de água, onde dois átomos de Hidrogênio se unem a um átomo de Oxigênio.
FÓRMULA MOLECULAR- É a fórmula que indica o número de átomos de cada
elemento presente em determinada molécula. É possível determina-la por meio das
fórmulas estruturais.
FÓRMULA ESTRUTURAL
FÓRMULA MOLECULAR
Hexano: (C6H14)
FÓRMULA MÍNIMA OU EMPÍRICA- É a menor relação de proporção entre os
elementos de um composto. A fórmula mínima é somente a relação dos átomos de
cada elemento e não a quantidade real deles na fórmula molecular.
SUBSTÂNCIA
Glicose
Água
Hexano
FÓRMULA MOLECULAR
C6H12O6
H2O
C6H14
FÓRMULA MÍNIMA
CH2O
H2O
C3H7
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REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS:

FELTRE, Ricardo - Fundamentos da Química (4ª edição), São Paulo - 2005 (Ed.
Moderna).

ATKINS, P ; JONES L.Princípios de química:questionando a vida moderna e o meio
ambiente.1ed.Porto Alegre:Bookman,2001

RUSSEL, John B. Química Geral. 2. ed. São Paulo:Makron Books, 1994.

BROWN, Theodore L.et al.Química: a ciência central. 9. ed.São Paulo:Pearson
Prentice Hali,2007.
SITES UTILIZADOS COMO FONTE:

http://www.soq.com.br/


http://www.mundoeducacao.com/
http://www.brasilescola.com/quimica
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