Química - Livro 1-094-096

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QUÍMICA Capítulo 3 Ligações químicas94
H — H H — Cl
Entre dois átomos, pode acontecer o compartilhamento
de mais de um par de elétrons. Uma ligação com dois pares de
elétrons compartilhados é denominada ligação dupla e uma
com três pares, ligação tripla. Observe os exemplos das
moléculas de oxigênio (O2) e de nitrogênio (N2):
y 8O ⇒ 1s
22s22p4 (cada átomo de oxigênio precisa re-
ceber dois elétrons)
O O
Átomos isolados Estrutura de Lewis
Molécula de O
2
Fórmula estrutural
Molécula de O
2
O O O O=
y 7N⇒ 1s
22s22p3 (cada átomo de nitrogênio precisa re-
ceber três elétrons)
N N N N N N———
Átomos isolados Estrutura de Lewis
Molécula de N
2
Fórmula estrutural
Molécula de N
2
Para desenhar uma estrutura de Lewis, deve-se
inicialmente determinar o número total de elétrons na ca-
mada de valência, o número de compartilhamentos que
cada átomo realizará para completar o octeto e, depois,
distribuir os pares eletrônicos na estrutura. Observe os
exemplos na Tab. 3.
Átomos isolados
Estrutura de Lewis
(Fórmula eletrônica)
Fórmula estrutural Fórmula molecular
CC C�C� Cl — Cl
Cl2
Cloro
OH H OH H H — O — H
H2O
Água
NH H
H
NH H
H
H — N — H
H
NH3
Amônia
CH H
H
H
CH H
H
H
H C H
H
H
CH4
Metano
CO O CO O O C O
CO2
Dióxido de carbono
Tab. 3 Estrutura de Lewis e fórmula estrutural de alguns compostos moleculares.
Podemos observar que, em todos os exemplos abordados, cada compartilhamento de elétrons (ligação covalente)
envolveu um elétron de cada átomo. Porém, nem todas as ligações covalentes são formadas dessa maneira. Observe o
exemplo da molécula do ozônio (O3):
Comprimento da ligação e energia da ligação
A partir de estudos estruturais de diversas substâncias em que os átomos compartilham seus elétrons, percebeu-se que a distância média entre
os átomos varia de acordo com os pares de elétrons compartilhados. De modo geral, essa distância diminui conforme aumentam os pares de
elétrons compartilhados. Também foi constatado que a energia de ligação envolvida entre os átomos aumenta com o aumento dos pares de elétrons
compartilhados. Observe, no exemplo a seguir, os valores dos comprimentos de ligação e suas respectivas energias para as ligações simples,
dupla e tripla entre dois átomos de carbono:
Ligação Comprimento da ligação (pm) Energia de ligação (kJ/mol)
C — C 154 346
C — C 134 610
C C 121 835
Atenção
F
R
E
N
T
E
 1
95
8O ⇒ 1s
22s22p4 (cada átomo de oxigênio precisa re-
ceber dois elétrons)
O O O O = O – OO
Átomos isolados Estrutura de Lewis
Molécula de O
3
Fórmula estrutural
Molécula de O
3
OO
Observe que um dos pares de elétrons compartilhados
(ligação simples) é proveniente de um só átomo. Ligações
desse tipo eram conhecidas como ligações covalentes
dativas e representadas por uma seta (→), conforme repre-
sentado abaixo:
O = O O
Fórmula estrutural
Atualmente, esse tipo de ligação se chama liga-
ção coordenada e é tratado, no Ensino Médio, como
ligação covalente normal, representada por um traço
simples, não importando a origem do par de elétrons
compartilhado.
Formação do íon amônio
O íon amônio é formado quando um par de elétrons livres do
nitrogênio da molécula de amônia (NH3) é compartilhado com um
cátion do hidrogênio (H+). Nessa estrutura, o cátion hidrogênio
apenas compartilha o par de elétrons proveniente do átomo de
nitrogênio.
++
H H
H
H
H H H
+
N
NH H HN
H
H
É importante notar que as quatro ligações do íon amônio são
idênticas em todas as propriedades medidas. Dessa forma, a
ligação entre o nitrogênio e o cátion H+ deve ser representada
por um traço simples.
Atenção
Veja, na Tab. 4, outros exemplos de moléculas com
pares de elétrons compartilhados por um único átomo.
Fórmula molecular
Estrutura de Lewis
(Fórmula eletrônica)
Fórmula
estrutural
CO
Monóxido de carbono
C O C O
SO2
Dióxido de enxofre
O S O O S — O
SO3
Trióxido de enxofre O S O
O
O
O
S — O
Tab. 4 Estrutura de Lewis e fórmula estrutural de alguns compostos moleculares.
Propriedades dos compostos moleculares
Os compostos moleculares apresentam característi-
cas bem distantes daquelas observadas nos compostos
iônicos. Podem ser pequenos, como os gases atmosfé-
ricos (oxigênio, nitrogênio, ozônio), mas também podem
formar grandes moléculas, como polímeros e proteí-
nas, além de apresentar substâncias que fazem parte
de organismos vivos, como carboidratos, gorduras e
proteínas.
As principais propriedades dos compostos molecu-
lares são:
y podem ser sólidos, líquidos ou gasosos nas condi-
ções ambientes (25 °C e 1 atm);
y quando puros, não conduzem corrente elétrica em
nenhum estado físico;
y em solução aquosa, ácidos e amônia sofrem ionização
e formam soluções aquosas condutoras de corrente
elétrica.
Exceções à regra do octeto
A regra do octeto pode ser observada na grande maioria dos compostos. Entretanto, existem moléculas e íons poliatômicos em que ela não é obedecida.
O berílio (Be) e o boro (B) são exemplos de átomos que se estabilizam com menos de oito elétrons na camada de valência.
O berílio realiza duas ligações covalentes simples e se torna estável com apenas quatro elétrons na camada de valência, formando compostos
moleculares como o cloreto de berílio (BeCl2) e o hidreto de berílio (BeH2). O boro realiza três ligações covalentes simples e se estabiliza com seis
elétrons na camada de valência, formando compostos moleculares como o trifluoreto de boro (BF3) e o ácido bórico (H3BO3).
Existem também alguns átomos, localizados no terceiro período ou em períodos mais elevados da tabela periódica, que conseguem expandir seu
octeto e formar compostos estáveis com mais de oito elétrons na camada de valência. Alguns compostos em que o átomo central apresenta o octeto
expandido são: hexafluoreto de enxofre (SF6), pentacloreto de fósforo (PCl5), tetrafluoreto de xenônio (XeF4), pentafluoreto de bromo (BrF5), entre
outros.
Outro caso importante são as moléculas com número ímpar de elétrons (radicais livres), como o óxido de nitrogênio (NO) e o dióxido de nitrogênio
(NO2), que apresentam um elétron livre (desemparelhado) no átomo central.
N O O N O
Saiba mais
QUÍMICA Capítulo 3 Ligações químicas96
Exercício resolvido
2 Considere as espécies químicas cujas fórmulas estão
representadas a seguir.
1 – HCN
2 – ZnO
3 – BaBr2
4 – CO2
5 – H2SO3
Quais delas apresentam ligação tipicamente iônica?
A Apenas 1 e 2.
 Apenas 1 e 3.
C Apenas 2 e 3.
 Apenas 2, 4 e 5
 Apenas 3, 4 e 5.
Resolução:
A ligação iônica é formada quando há troca de elé-
trons entre metais e ametais ou metais e hidrogênio.
Entre os compostos citados, apenas 2 e 3 são forma-
dos por metais e ametais, apresentando assim uma
ligação tipicamente iônica.
Alternativa: C.
Ligação metálica
Esse tipo de ligação é formado exclusivamente por
átomos de metais, ou seja, por átomos que apresentam
tendência a perder elétrons. Uma teoria que explica sa-
tisfatoriamente esse tipo de ligação é a teoria do mar de
elétrons ou da nuvem eletrônica.
Segundo essa teoria, os átomos dos metais perderiam
seus elétrons mais externos, formando cátions. Estes ocu-
pariam os pontos de um retículo cristalino e os elétrons não
seriam atraídos por nenhum núcleo em particular, ficariam
deslocalizados, formando uma nuvem eletrônica gigante,
espalhada por todo o retículo.
++ ++ +
++ ++ +
++ ++ +
++ ++ +
++ ++ +
Nuvem
eletrônica
Fig. 8 Nuvem eletrônica ou mar de elétrons.
Dessa forma, a nuvem eletrônica mantém os íons
positivos atraídos, e, em razão da atração exercida pe-
los íons, esses elétrons ficariam confinados na estrutura
metálica.
Propriedades dos metais
Devido ao tipo de ligação e estrutura formada, os me-
tais apresentam algumas propriedades características:
y condutividades térmica e elétrica elevadas;
y maleabilidade (podem ser transformados em lâminas);
y ductibilidade (podem ser transformados em fios);
y brilho metálico;
y resistência à tração;
y em geral, apresentam temperatura de fusão e tempe-
ratura de ebulição elevadas;
y com exceçãodo mercúrio (Hg), são sólidos nas condi-
ções ambientes (25 °C e 1 atm).
Teoria da ligação de valência
No desenvolvimento das teorias de ligações cova-
lentes, os químicos analisaram sua formação utilizando
a mecânica quântica (teoria em que o elétron apresenta
comportamento ondulatório).
A junção das noções de Lewis sobre ligações por
pares de elétrons com a ideia de orbitais atômicos leva a
um modelo de ligação química chamado teoria da ligação
de valência.
Na teoria de Lewis, a ligação covalente se dá pelo com-
partilhamento de um par de elétrons entre dois átomos.
Na teoria da ligação de valência, dois átomos são ligados
por meio da sobreposição (overlap) de dois orbitais atô-
micos semipreenchidos (orbitais que apresentam elétrons
desemparelhados). Nessa sobreposição de orbitais estarão
sempre dois elétrons de spins opostos.
Conforme a maneira como ocorre a superposição
dos orbitais no espaço, teremos um tipo de ligação cova-
lente: a ligação covalente sigma (σ) e a ligação covalente
pi (π).
Ligação covalente sigma (σ)
Esse tipo de ligação é formado quando a sobreposição
de orbitais acontece sobre o eixo internuclear (segundo
um mesmo eixo).
Considere o exemplo da molécula de hidrogênio:
H H
H
H
1s 1s
H
H
Fig. 9 Representação da ligação sigma (σ) formada pela sobreposição frontal
de dois orbitais s.