AUTORA: ALDA ERNESTINA DOS SANTOS

RIO DE JANEIRO, 2012

Como já vimos nas unidades anteriores do módulo II, toda a matéria é constituída

por átomos, e em uma viagem pela tabela periódica observamos a existência de diversos

elementos químicos, cada um constituído por seus respectivos átomos. Com o

desenvolvimento desta unidade perceberemos que os diferentes elementos químicos

tendem a se combinar entre si para formar novas substâncias, e como veremos adiante

esta combinação só é possível devido a existência das chamadas ligações químicas,

conteúdo que será discutido ao longo desta unidade. Tenham todos um bom estudo.

Uma ligação química nada mais é que a ligação estabelecida entre dois elementos

químicos ou mais para formar um novo composto. Cálculos matemáticos revelam que os

elementos químicos são muito mais estáveis (tem menos energia) quando se encontram

ligados a outros elementos, do que quando isolados. Desta forma um elemento químico

“preferirá” se ligar a outro elemento, a ficar sozinho, pois quando se liga a outro

elemento ou a um átomo dele mesmo, adquire maior estabilidade.

Na figura 1 observamos a interação da eletrosfera de dois átomos formando um

novo composto, a interação entre os elétrons destes dois átomos faz surgir uma força que

faz com que estes agora fiquem unidos e não mais sozinhos, a esta força chamamos de

ligação química.

Figura 1: Representação esquemática da ligação entre dois átomos.

Fonte: clpires.vilabol.uol.com.br

Para entendermos melhor as ligações químicas é indispensável discutirmos sobre

os gases nobres (elementos da família 8A ou 18 da tabela periódica) e a chamada regra do

OCTETO, que diz que um átomo atingirá a estabilidade quando apresentar um total de 8

elétrons na camada de valência (última camada eletrônica do átomo). Vejamos alguns

exemplos abaixo com a distribuição de elétrons por camadas dos gases nobres.

He (Hélio) – K= 2 Kr (Kriptônio) – K=2; L=8; M=18; N=8

Ne (Neônio) – K=2; L= 8 Xe (Xenônio) – K=2; L=8; M=18; N=18; O= 8

Ar (Argônio) – K= 2; L= 8; M= 8 Rn (Radônio)– K=2; L=8; M=18; N=32; O=10; P=8

Como podemos notar nos exemplos acima, o único gás nobre que não apresenta 8

elétrons em sua camada de valência é o hélio, isto porque ele contém um total de apenas

2 elétrons.

Os gases nobres são considerados compostos praticamente inertes (não reagem

com outros elementos), pois apresentam 8 elétrons em sua camada de valência, o que lhes

conferem maior estabilidade que os demais elementos químicos. Os átomos buscam

sempre a estabilidade e por isso fazem as ligações químicas, buscando atingir um total de

8 elétrons em sua camada de valência e ficar com a configuração igual a de um gás nobre.

Considerando-se a regra do octeto podemos prever o comportamento de alguns

elementos químicos como Na, Cl, Ca, O, dentre outros. Vejamos os exemplos abaixo.

O sódio (Na) contém 11 elétrons e desta forma apresenta a seguinte distribuição

eletrônica: K=2; L=8; M=1, segundo a regra do octeto um átomo é mais estável quando

apresenta 8 elétrons em sua camada de valência, desta forma fica fácil perceber que para

o Na se tornar mais estável precisaria perder seu último elétron, que está na camada M,

pois assim terminaria com os 8 elétrons da camada L, seguindo este raciocínio podemos

dizer que a tendência do Na ao se ligar a outro elemento químico será perder 1 elétron.

Para o cloro (Cl) observamos o contrário, ao se ligar a um outro elemento químico

tenderá a ganhar 1 elétron, vamos ver sua distribuição eletrônica: K=2; L=8; M=7. Como

pode ser observado o cloro apresenta 7 elétrons em sua última camada, para atingir o

octeto teria duas alternativas, ou perder os 7 elétrons da camada M ou ganhar 1 elétron

para completar sua camada M com 8 elétrons, na sua opinião o que é mais fácil de

acontecer?

Se você respondeu que seria ganhar 1 elétron, acertou em cheio, sem dúvida é

muito mais favorável para o Cl ganhar 1 elétron, do que perder os 7 elétrons da camada

M, dificilmente um átomo perde mais que 3 elétrons.

Segue a abaixo a relação de alguns elementos químicos, com sua distribuição eletrônica e

seu comportamento em perder ou receber elétrons.

K (Potássio) K=2; L=8; M= 8; N= 1. tem tendência a PERDER 1 elétron da camada N

Ca (Cálcio) K= 2; L=8; M=8; N=2. tem tendência a PERDER os 2 elétrons da camada N

F (Flúor) K=2; L=7. tende a RECEBER 1 elétron para ficar com 8 elétrons na camada N

I (Iodo) K=2; L=8; M=18; N= 18; O=7. tende a RECEBER 1 elétron para ficar com 8 na

camada O.

Agora que já discutimos um pouco sobre gases nobres, regra do octeto e

distribuição eletrônica, podemos de fato falar sobre ligações químicas, como se formam,

quais os tipos e suas principais características.

Como já foi dito anteriormente ligações químicas são as forças que mantém

átomos unidos quando estes se combinam para formar novos compostos, tais ligações

podem se dar de 3 maneiras diferentes, pela TRANSFERÊNCIA de elétrons; pelo

COMPARTILHAMENTO de elétrons ou pela DISPERSÃO de elétrons, estas ligações

são classificadas respectivamente como: iônica, covalente e metálica.

LIGAÇÃO IÔNICA – a ligação iônica ocorre quando Metais que tem tendência a

perder elétrons interagem com Ametais que tendem a ganhar elétrons, desta forma o

Metal doa elétrons para o Ametal, tem-se como exemplo a formação do cloreto de sódio

(NaCl) nosso sal de cozinha. Neste caso o Na doa 1 elétron para o Cl, formando um

composto iônico. A ligação iônica tem como principal característica a

TRANSFERÊNCIA de elétrons, onde um elemento (metal) doa elétrons para o outro

(ametal).

+

Figura 2: Representação da formação do composto iônico NaCl, a partir de Na e Cl.

Fonte: Alda Santos

Na figura 2 observamos que o Na (sódio) doa 1 elétron de sua camada M para o

átomo de Cl (cloro) que completa sua camada M com 8 elétrons e torna-se muito mais

estável. Esta transferência de elétrons faz surgir duas espécies carregadas (Na+ e Cl-), a

carga positiva no Na indica que ele perdeu um elétron, já a carga negativa no Cl nos diz

que ele ganhou um elétron do Na.

Toda vez que um átomo perde ou recebe elétrons ele transforma-se em um ÍON,

que nada mais é que uma espécie carregada. Um íon pode ser formado nas seguintes

situações:

I) quando um átomo PERDE elétrons e passa a ter carga POSITIVA, neste caso

o íon formado é chamado de CÁTION.

II) quando um átomo GANHA elétrons e passa a ter carga NEGATIVA, o íon

formado é chamado de ÂNION.

Resumindo a figura 2, podemos dizer que um átomo de Na doa 1 elétron para o

átomo de Cl, formando o cátion Na+ e o ânion Cl- que formam o composto iônico NaCl

(Cloreto de Sódio). Este é um belo exemplo de ligação iônica, pois um metal (Na) doa

elétrons para um ametal (Cl), formando íons, daí o nome ligação iônica, pois tem como

resultado a formação de íons. Nos compostos iônicos os íons se organizam em uma

estrutura cristalina e são mantidos por forcas eletrostáticas, que resultam da atração entre

cargas de sinais opostos, por isso são as ligações mais fortes que existem , muito mais

fortes que as ligações covalentes e metálicas.

Figura 3: Estrutura cristalina do cloreto de sodio (NaCl).

Fonte: http://www.infopedia.pt/mostra_recurso.jsp?recid=8386&docid=10660100

Conforme pode ser observado na figura 3 o NaCl apresenta uma estrutura na qual

os cátions Na+ (bolinhas menores) são atraídos pelos ânions Cl- (bolinhas maiores), como

estes apresentam cargas de sinais opostos há uma atração elétrica muito forte entre eles, o

que determina algumas das principais propriedades dos compostos iônicos, como:

• altos pontos de fusão e ebulição;

• são sólidos duros com forma cristalina;

• ótimos condutores de eletricidade quando líquidos;

• alta solubilidade em água.

Pelo fato de a ligação iônica ser muito forte, para que os compostos iônicos sejam

fundidos (passem de sólidos a líquidos) é necessária grande quantidade de energia. Como

você certamente já deve ter observado que ao preparar algum doce ou melado o açúcar

(composto molecular) derrete facilmente ao esquentarmos no fogão, isto, pois as ligações

que o constituem (ligações covalentes) são ligações mais fracas, já o sal de cozinha

(NaCl) que é um composto iônico é impossível de ser derretido no fogão, pois apresenta

um alto ponto de fusão.

Por serem formados por íons era de se esperar que os compostos iônicos fossem

bons condutores de eletricidade, e de fato são, no entanto só conduzem eletricidade no

estado líquido, o que é obvio, já que no estado sólido os cátions e os ânions estão ligados

e por isso não há elétrons livres, sendo assim os cristais de NaCl não conduzirão

eletricidade, no entanto se pegarmos um copo com água e solubilizarmos estes cristais, a

solução formada será uma boa condutora de eletricidade. Ao serem colocados em água as

atrações eletrostáticas que mantém os íons ligados nos compostos iônicos são

enfraquecidas e os íons ficam livres, isto justifica a alta solubilidade dos compostos

iônicos em água.

Resumindo as principais características das ligações iônicas

Como ocorre: Transferência de elétrons

Espécies que se ligam: Metais (M) e Ametais (A)

Tipo de força: Atração eletrostática (muito forte)

Compostos formados: Compostos iônicos Ex: CaCl2, MgBr2, KI, KCl, NaF, etc.

LIGAÇÃO COVALENTE – a ligação COVALENTE ocorre quando dois ou mais

AMETAIS se ligam, ou quando o HIDROGÊNIO se liga a um ametal, ou se liga a ele

mesmo. Ao contrário da ligação iônica não há transferência de elétrons, mas sim um

COMPARTILHAMENTO, de forma que os átomos envolvidos compartilham seus

elétrons formando pares eletrônicos. As ligações covalentes são muito mais fracas que as

ligações iônicas, pois neste caso não há atração eletrostática, o que faz com que a ligação

seja menos resistente e possa ser mais facilmente rompida, desta forma os compostos

formados por ligações covalentes apresentam pontos de fusão e ebulição bem menores

que os compostos iônicos.

Figura 4: Exemplos de ligações covalentes.

Fonte: Alda Santos.

Na figura 4 vemos a ligação covalente entre H e Cl formando o acido clorídrico

(HCl) e entre dois átomos de Cl formando o cloro gasoso (Cl2), como vimos

anteriormente as ligações iônicas ocorrem entre metais (que tende a perder elétrons) e

ametais (que tende a ganhar elétrons). No caso das ligações covalentes os átomos

envolvidos são aqueles que para completar 8 elétrons na camada de valência não

precisam perder nem ganhar elétrons, basta apenas compartilhá-los, vejamos o exemplo

do HCl: o hidrogênio (H) tem apenas 1 elétron, mas alcança a estabilidade somente

quando completa 2 elétrons na sua camada de valência, pois assim atinge a configuração

do gás nobre hélio (He) . Desta forma então é muito mais favorável ao H compartilhar

seu único elétron com um outro átomo e ficar com 2 elétrons na camada de valência, do

que doá-lo a um outro átomo qualquer. Sendo assim o H ligar-se-á a outros elementos

químicos ou a ele mesmo através de ligações covalentes, onde compartilhará seu elétron.

Da mesma forma o Cl que possui 7 elétrons na camada de valência preferirá compartilhar

1 elétron com o H e ficar com 8 elétrons do que perder seus 7 elétrons. Do mesmo modo

dois átomos de Cl compartilham um par de elétrons e formam um novo composto, o Cl2 ,

que é muito mais estável que os dois átomos de Cl separados, pois quando compartilham

um par de elétrons entre si, adquirem a configuração eletrônica do gás nobre argônio

(Ar).

Como já vimos anteriormente ao ser estabelecida uma ligação iônica, formam-se

íons que se combinam para então formar os compostos iônicos, no caso das ligações

covalentes tem-se a formação de moléculas, por isto os compostos formados por este tipo

de ligação são chamados de compostos MOLECULARES e apresentam as seguintes

propriedades.

• Baixos pontos de fusão e ebulição;

• Maus condutores elétricos ;

• Ocorrem nos 3 estados físicos da matéria;

• Pouco solúveis em água.

Todas estas propriedades são facilmente justificáveis: os baixos pontos de fusão e

ebulição já eram esperados já que ligações covalentes são ligações bem mais fracas que

as ligações iônicas, por isso requerem menor energia, isto justifica o fato de

conseguirmos derreter o açúcar (composto molecular) no fogão e não conseguirmos fazer

o mesmo com o sal de cozinha (composto iônico). Os compostos covalentes (ou

moleculares) são péssimos condutores de eletricidade, isto porque ao contrário dos

compostos iônicos não apresentam cargas e muito menos elétrons livres, o que os

impossibilitam de conduzir energia elétrica. Enquanto a maioria dos compostos iônicos é

sólida a temperatura ambiente, dependendo da forca da ligação covalente que mantém os

átomos ligados os compostos covalentes podem ser encontrados nos estados sólido,

líquido e gasoso. Ao contrário dos compostos iônicos os compostos moleculares são

pouco solúveis em água, exceto os compostos moleculares polares.

De acordo com os átomos que compartilham os elétrons, as ligações covalentes

são classificadas em dois tipos:

APOLAR – quando os átomos ligados são do mesmo elemento, por exemplo, H2, Cl2,

F2, etc.

POLAR – quando os átomos ligados são de elementos diferentes, por exemplo, H2O,

HCl, SO2, CO2, etc.

Fazem ligações covalentes os átomos dos elementos que não demonstram

tendência em perder ou ganhar elétrons, mas sim compartilhá-los, sendo os ametais e

o hidrogênio seus principais representantes. São ametais os elementos das colunas

4A, 5A, 6A e 7A, uma característica importante destes elementos é que eles

apresentam 4 ou mais elétrons na camada de valência, por isso é mais fácil

compartilhar seus elétrons, do que perder ou ganhar elétrons para atingirem a

configuração do gás nobre mais próximo. O hidrogênio apesar de não ser um ametal

faz preferencialmente ligações covalentes, isto porque tem apenas 1 elétron e torna-se

estável quando tem 2 elétrons na camada de valência, por isso prefere compartilhar

seu único elétron e não doá-lo a outro elemento.

Em muitas das vezes para se tornar estável o átomo de um elemento químico

precisa compartilhar seus elétrons com mais de um átomo, como por exemplo, no

caso do H2S (ácido sulfídrico) que é formado quando o átomo de enxofre (S)

compartilha seus elétrons com dois átomos de hidrogênio. O enxofre possui 6 elétrons

na camada de valência e desta forma precisaria de mais 2 elétrons para obedecer a

regra do octeto, se ele se ligar a apenas um átomo hidrogênio, vai ficar com 7

elétrons, precisando ainda de mais 1, este problema é resolvido quando ele

compartilha seu elétron com mais um átomo de hidrogênio, observe na figura 5, como

se forma a molécula de H2S, após compartilharem seus elétrons tanto o S quanto o H

tornam-se mais estáveis, por isso é possível a ligação covalente entre eles.

Figura 5: Formação da molécula de H2S.

Fonte: Alda Santos.

Resumindo as principais características das ligações covalentes

Como ocorre: Compartilhamento de elétrons

Espécies que se ligam: Ametal com Ametal; H com Ametal ou H com ele mesmo

Tipo de força: Fraca atração eletrônica

Compostos formados: Compostos covalentes ou moleculares Ex: HCl, NO2, SO2, H2 etc.

LIGAÇÃO METÁLICA - como o próprio nome sugere, as ligações metálicas

ocorrem entre metais. Quando dois ou mais metais se ligam forma-se a chamada

LIGA METÁLICA. Quando os metais se ligam entre si ocorre uma liberação parcial

de seus elétrons de valência e formam-se cátions, que formam então as chamadas

CÉLULAS UNITÁRIAS. Estes cátions (íons positivos) formados ficam

completamente rodeados por elétrons, que ficam em movimento e por isto são

chamados de elétrons livres. Pode-se dizer então que o metal nada mais é que um

aglomerado de cátions e átomos neutros, dispersos em um “MAR DE ELÉTRONS”,

a ligação metálica é justamente a força resultante da atração entre cargas opostas e

que mantém os metais ligados. A figura 6 mostra a representação da ligação metálica,

onde as bolinhas maiores representam os cátions, que são rodeados pelos elétrons

(bolinhas menores).

Figura 6: Representação esquemática da ligacao metálica.

Fonte: http://www.soq.com.br/conteudos/ef/ligacoesquimicas/p3.php

Os metais e ligas metálicas apresentam características únicas, devido ao tipo de

ligações que fazem, dentre elas:

• Brilho – devido aos elétrons livres em sua estrutura, os metais e ligas metálicas

são capazes de absorver e irradiar a luz, desta forma emitindo brilho;

• Altos pontos de fusão e ebulição – a ligação metálica é forte e desta forma exige

elevadas temperaturas para que haja fusão e/ou ebulição;

• Ductibilidade – capacidade de serem transformados em fios e lâminas;

• Condutividade elétrica – por apresentarem elétrons livres os metais e ligas

metálicas são ótimos condutores de eletricidade;

A ligação metálica é bastante presente em nosso dia a dia, ela quem torna possível

a formação de ligas metálicas de uso comum em nosso cotidiano, tais como:

• ouro de jóias – constituído por 75% de ouro e 25% de cobre;

• latão – uma mistura de cobre e zinco, presentes em materiais como armas e

torneiras;

• aço normal – constituído por ferro e pequeníssima quantidade de carbono;

• aço inoxidável – mistura de ferro, 18% de cromo e 8% de níquel, usado em

materiais como talheres, panelas, vagões de metrô, dentre outros.

Os metais são os elementos mais abundantes da tabela periódica, são os

elementos das famílias 1A, 2A, 3A, 4A (somente Sn e PB), 5A (somente Bi) e

todas as famílias do complexo B (metais de transição).

Resumindo as principais características das ligações metálicas

Como ocorre: Dispersão de elétrons

Espécies que se ligam: metais com metais

Tipo de força: Fraca atração eletrônica

Compostos formados: Ligas metálicas como bronze (Cu + Sn), ouro (Au + Cu), aço

inoxidável (Fe + Ni + Cr).

BIBLIOGRAFIA CONSULTADA

ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio

ambiente. 5ª ed. New York: Bookman, 2012. 1048p.

RUSSEL, J.B. Química Geral. 2ª ed, v. 1. New York : Pearson, 2004. 662p.

MORTIMER, E.F.; MACHADO, A.H. Química – Volume Único. 1 ed. Belo Horizonte:

Scipione, 2008. 398p.