aulas 19 e 20 - ligações químicas

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Ligação química é uma interação entre átomos, onde todos os envolvidos visam à estabilidade. Mas, como assim? Vimos

que os átomos são neutros, positivos (cátions) ou negativos (ânions), mas é muito difícil encontrar átomos neutros, pois

eles são naturalmente instáveis (Atenção! A eletrosfera é instável, e não o núcleo. Instabilidades nucleares não são

resolvidas com ligações, mas com emissões de energia, como veremos em radioatividade). Para atingir a estabilidade, os

átomos se ligam seguindo duas regras: A Regra do Dueto (no caso do H e do Li) e a Regra do Octeto (no caso dos demais). A regra do dueto determina que o H e o He precisam de 2 elétrons na camada de valência para se estabilizarem e

a regra do octeto determina que os átomos demais precisam de 8 elétrons na camada de valência.

Clareando as ideias: Uma eletrosfera instável não se destrói nem some no espaço, ela, automaticamente, realiza uma

ligação. Ou seja, é raro, mas não impossível, encontrar um átomo que não esteja ligado a outro, pois, a partir do momento

em que o átomo se torna instável ele, rapidamente, realiza uma ligação para estabilizar-se.

São três ligações que os átomos podem realizar: Iônica, covalente ou metálica.

I) LIGAÇÃO IÔNICA: A ligação iônica consiste em uma doação de elétrons de um átomo mais eletropositivo para um átomo mais eletronegativo.

Mas, como vimos, átomos eletropositivos são metais, ou seja, eles tem facilidade em “dar” os elétrons, e eletronegativos

são os semi e os ametais. Ou seja, ligação iônica consiste em uma doação de elétrons de metais para ametais. Porém, os

elétrons podem ser doados para o Hidrogênio também, pois, apesar dele não ser tão eletronegativo, ele é mais que os

metais. Veja como acontece a ligação iônica:

Exemplo 01: Ligação entre o 11Na e 17Cl. 1º Passo: Fazer a distribuição eletrônica dos átomos que se quer ligar:

11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1

17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

2º Passo: Ver quantos elétrons há na Camada de Valência dos átomos que se quer ligar:

No caso do 11Na, a camada de valência é o nível 3, com o subnível 3s1 que possui 1 elétron.

No caso do 17Cl, a camada de valência também é o nível 3, com os subníveis 3s2 3p5, totalizando 7 elétrons.

3º passo: Definir qual átomo “´dá” e qual “recebe” os elétrons.

o 11Na é mais eletropositivo que o 17Cl, pois o Na é um metal. Sendo assim, o 11Na “dá” o elétron. Mas quantos? Lembra da

regra do octeto? Ela prega que a camada de valência do átomo estável deve ter 8 elétrons. Se o último subnível do 11Na é

o 3s1e ele dá elétrons, o último nível após a ligação passará a ser o nível 2, pois o único elétron que havia no nível 3 foi

doado. Mas o nível 2 se distribui da seguinte forma: 2s2 2p6, totalizando 8 elétrons, se enquadrando no octeto. Já o 17Cl

possui o último nível distribuído dessa forma: 3s2 3p5, totalizando 7 elétrons. Para totalizar 8 elétrons, é necessário que o

17Cl receba 1 elétron. Pronto! Agora é só esquematizar a ligação:

• Fórmula eletrônica – Lewis:

Na fórmula de Lewis, nós representamos os elétrons do último nível em torno do símbolo do elemento com

bolinhas, quadradinhos, o símbolo que desejar, deste jeito (Na com 1 elétron e o Cl com 7)

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● ● Na x ● Cl ● ● ● ●

● ● Na ● Cl ● x ● ● ●


A fórmula de Lewis representa a molécula com as cargas e os elétrons de cada átomo. Ou seja, para a ligação

entre o 11Na e o 17Cl, a fórmula de Lewis é:

O Na fica positivo pois perde um elétron e o Cl fica negativo pois recebe um elétron.

• Fórmula Molecular:

A fórmula molecular desconsidera qualquer configuração eletrônica, cargas e afins. Considera apenas o

arranjo tomado pelos átomos no fim do processo. A molécula iônica se forma não por junção entre as

eletrosferas dos átomos ligantes, como na ligação covalente, mas por atração eletrostática, visto que há

um átomo positivo e outro negativo. A fórmula molecular se escreve da seguinte forma:

Xnúmero de átomos Ynúmero de átomos

Como há 1 Na e 1 Cl, a fórmula molecular é:

Na1Cl1, mas nós podemos deixar o índice 1 implícito (mas somente ele, os outros devem ser explícitos),

deixando a fórmula molecular assim: NaCl.

II) LIGAÇÃO COVALENTE:

A ligação covalente consiste em um compartilhamento de elétrons entre átomos necessariamente

eletronegativos, visando à estabilidade. Ou seja, a ligação covalente é feita entre ametais (incluindo os

semi-metais). Porém, a ligação covalente pode ser realizada entre os ametais e o Hidrogênio, pois,

mesmo não sendo tão eletronegativo, ele o é. Mas, como proceder em uma ligação covalente?

Exemplo 02: Ligação entre o 1H e o 8O.

1º passo: Distribuir ambos os elementos:

1H: 1s1

8O: 1s2 2s2 2p4

2º passo: Ver quantos elétrons há na camada de valência de cada átomo:

No caso do 8O, há 6 elétrons na camada de valência, sendo necessários, para que ele se enquadre na

regra do octeto, 2 elétrons. No caso do 1H, há 1 elétron em sua camada de valência, precisando ele de 1

elétron para se estabilizar. Lembre-se: O H e o Li seguem a regra do dueto.

3º passo: Montar o esquema, onde o átomo está “cercado” pelos elétrons da sua camada de valência:

O compartilhamento acontece por meio, sempre, de um par de elétrons. Representaremos tal com uma

elipse.

● ● Na ● Cl ● x ● ● ●

● ● H x ● O ● ● ●

+ -


O H se estabilizou, pois agora ele possui 2 elétrons em sua camada de valência (1 de sua eletrosfera e 1

compartilhado com o O). Porém, o O não se estabilizou, pois possui, agora, 7 elétrons em sua camada de

valência (6 de sua eletrosfera e 1 compartilhado com o H). E AGORA?! Faremos o que é mais simples de

se fazer. “Chamaremos” outro H para se ligar com o O. Veja:

Perceba: Ambos os H estão de acordo com a regra do Dueto e o O está de acordo com a regra do

Octeto. Tal artifício usado para completar a valência de um átomo quando a de outro envolvido na ligação

já está completa pode ser usado também na Ligação Iônica, porém, seguindo as regras de tal interação

entre átomos.

4º passo: Representar a molécula formada:

Há 2 modos de se representar uma ligação covalente:

• Fórmula eletrônica – Lewis:

Deixamos próximos os elétrons compartilhados entre os átomos.

• Fórmula estrutural:

Cada par de elétrons compartilhados é substituído por um “pauzinho”. Cada “pauzinho” representa uma

ligação simples.

A molécula formada pode ser representada assim: H2O.

● ● H x ● O ● ● ●

● ● H x ● O ● x H

● ●

● ●

H x ● O ● x H

● ●

● ●

H x ● O ● x H

● ●

● ●

H x ● O ● x H

● ●

H O H


III) CONCEITOS IMPORTANTES: • Ligações iônicas formam compostos iônicos, ligações covalentes formam compostos moleculares.

• Quanto mais eletronegativo for o elemento em uma ligação covalente, mais perto dele estarão os elétrons

da ligação. Sendo assim, mais “negativo” ele será, enquanto os átomos dos quais estão sendo “puxados”

os elétrons serão mais “positivos”. Isso nos será importante quando discutirmos o caráter ácido-básico

dos compostos orgânicos.

IV) LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA ou DATIVA:

Um átomo faz uma covalente dativa quando ele forma um composto molecular e sobra, no mínimo, um

par elétrons não compartilhados em sua eletrosfera. Quando isso acontece e há um átomo necessitando

de um par de elétrons, o átomo que tem tal par em excesso DOA este par. Vejamos o exemplo da

molécula de H2O do exemplo anterior e o íon H+ (Denominado prótio):

Exemplo 03: Realizar a ligação entre 2 1H, 1 1H+ e 1 8O.

A ligação entre os 1H e o 8O já realizamos. Aqui está:

1º passo: Verificar se há pares de elétrons disponíveis (em vermelho):

O H+ é um íon sem nenhum elétron. Como é um íon do H, segue a regra do dueto, precisando de um par

de elétrons para se estabilizar. Sendo assim:

Representamos a dativa como uma “seta”, onde há a doação de um par de elétrons. Na verdade, o termo

mais correto é empréstimo de elétrons, pois a ligação dativa é instável, existindo em situações

particulares. Se representa a dativa na fórmula estrutural, atualmente, como um “pauzinho”, pois não

deixa de ser um par de elétrons que participam da ligação.

● ●

H x ● O ● x H

● ●

● ●

H x ● O ● x H

● ●

H+ ● ●

H x ● O ● x H

● ●


V) ANOMALIAS DO OCTETO: As anomalias do octeto são átomos que não respeitam o tipo de ligação que fazem ou que excedem os 8

elétrons que devem ter na camada de valência. São casos bem particulares, enumerá-los-emos a seguir:

� Be (Metal) realizando covalente:

� B (ametal) precisa de 5 elétrons para, teoricamente, se estabilizar, mas se estabiliza somente com 3:

� P e S com valência expandida (excedendo o octeto):

VI) LIGAÇÃO METÁLICA: Há na ligação metálica o mar de elétrons envolvendo os núcleos dos metais participantes. Tal ligação

forma os metais puros, como o ferro doce (Fe) e as ligas metálicas, como o aço e o Latão, que são

misturas de metais. Não há representação específica para a ligação metálica, apenas representa-se os

compostos puros pelo símbolo do elemento.

VII) A REGRA DO “ESCORREGADOR”: Há um jeito de determinar a fórmula molecular de um composto iônico sem precisar, necessariamente,

fazer a ligação. Tal “atalho” chama-se, vulgarmente, regra do escorregador. Ela se vale das cargas dos

átomos participantes da ligação, veja:

Exemplo 04: Realizar a ligação entre o Ca e o H. Sabemos que, distribuindo-se o Cálcio, ele tem 2 elétrons em sua camada de valência. Se ele perder os

dois, o que acontecerá, ele ficara com a carga 2 +. Distribuindo-se o Hidrogênio, temos que há em sua

camada de valência 1 elétron, precisando de apenas 1 elétron para se estabilizar, adquirindo a carga 1-.

Sendo assim, temos uma fórmula um pouco “forçada”:

Ca2+ H–

Sempre estando subentendido que, quando somente o sinal da carga estiver presente, seu valor

numérico é 1.


A regra do escorregador é muito simples. A carga de um átomo vira o índice (numerozinho “de baixo” –

número de átomos de um determinado elemento da ligação) do outro. Veja:

Ca2+ H–

Ca2+ H–

Sendo, portanto, a fórmula molecular:

CaH2 Duvida? Faça a ligação você mesmo e comprove!

resumo geral – ligações químicas � Uma ligação química é uma interação entre átomos. � A ligação iônica é a interação entre um metal e um ametal ou um metal e o H. � Os metais doam os elétrons em uma ligação. � Os ametais e o H recebem os elétrons em uma ligação iônica. � Ligação covalente é uma interação entre dois ametais ou um ametal e um H, onde há o compartilhamento

de elétrons. � Os elétrons de uma covalente ficam mais próximos do elemento mais eletronegativo, tornando-o mais

negativo, enquanto o que está mais afastado dos elétrons fica mais positivo. � Uma covalente dativa é uma ligação onde há a doação de um ou mais pares de elétrons de um elemento

que os tem sobrando para outro que precisa de um ou mais pares. � Anomalias do Octeto são substâncias que possuem átomos que não interagem com átomos da forma

esperada (Como o Be), que possuem o octeto reduzido (como o B) ou que possuem o octeto expandido

(como o P no PCl5 ou o S no SF4 e no SF6). � A ligação metálica é constituída pela imersão dos núcleos dos metais em um mar de elétrons. � A regra do escorregador é um modo mais fácil para determinar a fórmula molecular de dos compostos

iônicos. Não pode ser usada para os compostos covalentes.

* complemento das aulas 6 a 16 * Galera, percebi que ficou faltando uma parte das aulas sobre tabela periódica! Pegue sua tabela

periódica e acompanhe:

IX) TABELA PERIÓDICA E SUAS PROPRIEDADES:

• Classificação por subnível mais externo da camada de valência:

Famílias 1 e 2A: TERMINADAS NO SUBNÍVEL S Famílias de 3 a 8A: TERMINADAS NO SUBNÍVEL P Famílias de 3 a 2B (– Lantanídeos e Actinídeos): TERMINADAS NO SUBNÍVEL D Grupo dos Lantanídeos e Actinídeos: TERMINADOS NO SUBNÍVEL F


XI) NÚMERO DE ELÉTRONS NA CAMADA DE VALÊNCIA DO GRUPO A:

1A: 1 ELÉTRON 2A: 2 ELÉTRONS 3A: 3 ELÉTRONS 4A: 4 ELÉTRONS 5A: 5 ELÉTRONS 6A: 6 ELÉTRONS 7A: 7 ELÉTRONS 8A (– He): 8 ELÉTRONS (Isso justifica o porque do Octeto: Os gases nobres são naturalmente estáveis e todos eles, com exceção do He, possuem 8 elétrons na última camada) He: 2 ELÉTRONS (Isso justifica o porque do Dueto: O He é o único gás nobre que possui somente 1 camada, sendo modelo de estabilidade para o H – que quer 1 elétron - e para o Li – que quer perder o único elétron de sua 2ª camada) H: 1 ELÉTRON Prometo que vou tentar evitar que este transtorno aconteça novamente!

Bons estudos!

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