11 - Estrutura atômica e ligações químicas

Prévia do material em texto

MATERIAIS DA 
CONSTRUÇÃO 
João Paulo Caixeta 
Estrutura atômica e 
ligações químicas
Objetivos de aprendizagem
Ao final deste texto, você deve apresentar os seguintes aprendizados:
 � Descrever a estrutura atômica e suas consequências no tipo de ligação 
química.
 � Verificar a influência da eletronegatividade no tipo de ligação química 
e suas consequências na formação das diferentes classes de materiais.
 � Identificar todas as forças químicas importantes para a formação dos 
materiais.
Introdução
Todo componente da natureza constitui-se por átomos, uma vez que estes 
são unidades fundamentais da matéria, que identificam os elementos 
químicos conhecidos e interagem entre si para formar os mais diversos 
compostos, tornando-se a compreensão atômica indispensável para o 
surgimento de novos materiais.
Assim como a sociedade, o conceito de átomo evoluiu com os anos 
— vários modelos foram propostos até chegar no atual, constituído por 
um núcleo, no qual se encontram os prótons e nêutrons, e regiões nas 
quais há maior probabilidade de localizar um elétron (nuvens eletrônicas). 
Como a maioria dos elementos encontra-se instável na natureza, 
são necessárias ligações (forças intramoleculares) entre os átomos para 
a formação de novos compostos e moléculas, combinação que busca 
uma configuração eletrônica mais estável proporcionada pela interação 
das camadas de valência. Estas serão afetadas pela eletronegatividade, 
propriedade que diz respeito à capacidade de um átomo atrair elétrons 
para si, que define a polaridade de determinada molécula e, consequen-
temente, auxilia no entendimento das forças atuantes em sua formação 
por meio das forças intermoleculares. 
Estrutura atômica
Evolução do modelo atômico
As primeiras premissas relacionadas ao átomo surgiram na Grécia Antiga 
(século V a.C.) a partir dos filósofos Demócrito e Leucipo, que defendiam 
que toda matéria era constituída por átomos. Porém, essas postulações foram 
perdidas ao longo dos anos com teorias contrárias que defendiam a matéria 
contínua, e apenas no século XIX o conceito de átomo voltou a ser discutido 
na comunidade científica a partir de John Dalton. 
Modelo de Danton
De acordo com Dalton, os elementos são constituídos por partículas extrema-
mente pequenas chamadas átomos; todos os átomos de um dado elemento são 
idênticos e de elementos diferentes têm massas diferentes. Já os compostos 
contam com combinações específicas de átomos de mais de um elemento. Por 
fim, definiu-se que uma reação química diz respeito à troca entre átomos para 
dar origem a novas substâncias, sem que estes sejam criados ou destruídos. 
Dalton realizou inúmeras medidas da razão entre as massas de elementos 
que se juntavam para formar substâncias, verificando que apresentavam certa 
tendência; anos depois, propôs um modelo atômico no qual o átomo era a 
unidade básica de um elemento, uma partícula bastante pequena, maciça e 
indivisível (SMITH; HASHEMI, 2012).
Modelo de Thomson 
Na segunda metade do século XIX, foram realizados vários estudos simul-
taneamente àqueles associados à radiação, até chegar à conclusão de que 
existiam partículas ainda menores do que o átomo, mostrando, assim, a sua 
não indivisibilidade. 
Por meio de um tubo de raios catódicos, de vidro e evacuado, John Thom-
son conseguiu definir alguma dessas partículas subatômicas. Em uma das 
extremidades desse tubo, havia duas placas metálicas conectadas a uma fonte 
de alta tensão — a placa carregada negativamente (cátodo) emitia uma radia-
ção na forma de raios catódicos, atraída pela placa carregada positivamente 
(ânodo). Com um furo no centro do ânodo, essa radiação passava até a outra 
extremidade do tubo, onde se encontrava uma placa com tela fluorescente, 
Estrutura atômica e ligações químicas2
produzindo, assim, luminosidade (ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018; 
CHANG, 2010) (Figura 1).
Figura 1. Experimento de Thomson.
Fonte: Adaptada de Chang (2010, p. 31).
A
B
C
S
Tela �uorescente
+
N
–
Ânodo Cátodo
Fonte de alta tensão
Como os raios catódicos eram atraídos pela placa carregada positivamente e 
repelidos pela placa carregada negativamente, Thomson concluiu que os raios 
catódicos apresentavam partículas menores com cargas negativas, às quais deu 
o nome de elétrons. A relação entre massa e carga foi definida de 5,6 × 10–19 
g/C, em que Coulomb (C) era a unidade de carga. Posteriormente, pode-se 
definir a carga de um elétron — 1,6 × 10–19 C — e a sua massa — 8,96 × 10–28 g.
O modelo atômico de Thomson propunha que os átomos continham elétrons 
e eram eletricamente neutros, neutralidade resultante da interação entre o 
átomo em si com carga positiva uniforme com elétrons embutidos com carga 
negativa, como se fosse um pudim de passas.
Modelo de Rutherford
Segundo Chang e Goldsby (2013), no início do século XX, Ernest Ruther-
ford conduziu um experimento em uma lâmina bem fina de ouro, a qual foi 
bombardeada por partículas α: observou-se que, além de algumas partículas 
atravessarem a lâmina, outras eram refletidas ou sofriam desvio. Assim, 
3Estrutura atômica e ligações químicas
deduziu-se que o átomo era constituído principalmente por espaços vazios 
(justificando as partículas que atravessaram a lâmina, conforme esperado 
no modelo de Thomson) em que se encontravam os elétrons que realizavam 
órbitas circulares, além de um núcleo bastante denso no qual se localizavam 
partículas carregadas positivamente (justificando as partículas defletidas ou 
desviadas) (Figura 2).
Figura 2. Experimento de Rutherford e visão ampliada das partículas α.
Fonte: Adaptada de Chang (2010, p. 33).
Lâmina de ouro
Emissor de
partículas α
Fenda
(a)
Tela de detecção
(b)
Essas partículas positivas passaram a ser denominadas prótons, posterior-
mente definindo-se que a massa de cada próton é de 1,672 × 10–24 g, número 
bem maior que a massa do elétron. Já a carga era idêntica à do elétron, porém 
com sinal positivo (e a do elétron, negativo).
Como os átomos eletricamente neutros apresentavam massa bem maior 
do que a massa dos prótons em si, em 1932, James Chadwick realizou expe-
rimentos semelhantes aos de Rutherford e definiu nêutron como a partícula 
sem carga elétrica e com massa ligeiramente superior à do próton (1,674 × 
10–24 g) (SMITH; HASHEMI, 2012).
Modelo de Rutherford-Bohr
Com o início das descrições quânticas da radiação eletromagnética, em especial 
aquelas estabelecidas por Max Planck, Neils Bohr complementou o modelo 
atômico de Rutherford, com o conceito de energia quântica: além de os elétrons 
girarem em torno do núcleo, realizavam tal movimento em níveis quantizados, 
uma vez que cada elétron só pode ter determinada a quantidade de energia.
Estrutura atômica e ligações químicas4
O modelo de Rutherford-Bohr conta com os níveis de energia, representados 
pelas letras K, L, M, B, O, P e Q, em que K representa o nível mais próximo 
do núcleo (n = 1) e Q o mais afastado (n = 7). Quando um elétron salta de 
um nível menor para um mais elevado, ele absorve energia; caso contrário, o 
elétron emite uma radiação em forma de luz (CALLISTER JUNIOR, 2008; 
SMITH; HASHEMI, 2012) (Figura 3).
Figura 3. Modelo atômico de Rutherford-Bohr (elétron saltando para um nível de maior 
energia e menor energia, respectivamente).
Fonte: Adaptada de Smith e Hashemi (2012, p. 24).
Elétron
hv
fóton
hv
fóton
Elétron
n
n
n
n
n
n
1
2 
3
1
2 
3
(a) Energia absorvida (a) Energia emitida
Modelo de Schroedinger
De acordo com Smith e Hashemi (2012), Chang (2010) e Rosenberg, Epstein 
e Krieger (2014), as hipóteses de Louis de Broglie (elétrons podem ser trata-
dos como partículas ondas) e Werner Heisenberg (é impossível determinar 
a posição e o momento de um elétron ao mesmo tempo) contribuíram para 
explicar finalmente o comportamento de um átomo. Erwin Schroedinger 
conseguiu determinar as regiões em que há maior probabilidade de encontrar 
um elétron, redefinindo o conceito de orbitais, os quais se assemelhariam a 
“nuvens eletrônicas”.No modelo de Schroedinger, devem ser analisados quatro números inteiros 
denominados quânticos, os quais permitem o endereçamento de um dado 
elétron em um átomo:
5Estrutura atômica e ligações químicas
 � principal (n) — indica o nível de energia em que o elétron se encontra;
 � secundário (l) — indica o subnível em que o elétron se encontra;
 � magnético (m) — indica a orientação dos orbitais;
 � spin (s) — indica o sentido da orientação do elétron.
Para interagir com a tabela periódica e obter informações referentes aos elementos 
químicos (como propriedades, distribuição eletrônica, números quânticos, etc.), acesse 
a tabela periódica interativa da Ptable, disponível no link a seguir.
www.ptable.com
Íons e moléculas
Um elemento químico é o conjunto de átomos com mesmo número de prótons 
(ou mesmo número atômico), encontrado na natureza geralmente na forma 
de moléculas e íons formados por átomos, uma vez que apenas os seis gases 
nobres (He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn) existem na natureza como átomos isolados.
 � Molécula — grupo de pelo menos dois átomos do mesmo elemento 
ou dois ou mais elementos ligados por ligações químicas denominadas 
covalentes. É eletricamente neutra;
 � Íon — átomo ou grupo de átomos com carga elétrica, associada ao 
número de elétrons. A perda de um elétron origina um cátion (íon 
com carga positiva) e o ganho de um elétron, um ânion (íon com carga 
negativa). A interação entre um cátion e um ânion a partir de ligações 
químicas denominadas iônicas dá origem a um composto iônico estável. 
O conceito de configuração eletrônica, com o desenvolvimento da tabela 
periódica, permitiu explicar a formação de moléculas e compostos. Segundo 
Gilbert Lewis, a combinação dos átomos busca a configuração eletrônica 
mais estável, alcançada quando um átomo se torna isoeletrônico a um gás 
nobre (WELLER, 2018). 
Quanto às ligações químicas, recebem destaque as camadas de valência 
de determinado átomo, aquelas mais distantes do núcleo, uma vez que que 
Estrutura atômica e ligações químicas6
interagirão com as camadas de outros átomos. Essas camadas doarão ou rece-
berão elétrons, buscando, assim, a estabilidade. O símbolo de Lewis possibilita 
visualizar os elétrons de valência presentes em um átomo de determinado 
elemento, facilitando a compreensão das ligações químicas possíveis.
Eletronegatividade
Trata-se de uma propriedade periódica que diz respeito à medida da intensi-
dade com que determinado átomo atrai íons pra si mesmo, sendo os metais 
os elementos com menor eletronegatividade e os não metais com maior ele-
tronegatividade, obedecendo à ordem de eletronegatividade (F > O > N > Cl 
> Br > I > S > C > P > H). Na tabela periódica, tal propriedade aumenta no 
sentido contrário ao aumento do raio atômico, isto é, de baixo para cima e da 
esquerda para a direita (Figura 4).
Figura 4. Eletronegatividade dos elementos comuns.
Fonte: Chang e Goldsby (2013, p. 383).
Conforme Chang (2010), por meio da eletronegatividade é possível definir a 
polaridade, que diz respeito à separação de cargas elétricas, formando, assim, 
dipolos elétricos. A atração dos dipolos elétricos contidos nos átomos ou nas 
moléculas é o que impulsiona as forças químicas, sendo dipolo elétrico defi-
nido como o conjunto de duas cargas elétricas iguais com sinais contrários e 
o momento dipolar elétrico a magnitude da carga vezes a distância entre elas, 
sendo a direção definida em relação à carga positiva. Se não houver diferença 
7Estrutura atômica e ligações químicas
de eletronegatividade entre os átomos ligados, a molécula ou o composto será 
apolar. Caso contrário, se houver diferença de eletronegatividade, será polar. 
No caso dos gases nobres, a eletronegatividade é a menor possível, já que 
apresentam estabilidade eletrônica.
Forças químicas
Em relação à formação de novos compostos ou moléculas, devem ser observa-
das as forças intramoleculares e as intermoleculares (CALLISTER JUNIOR, 
2008; SMITH; HASHEMI, 2012; ATKINS; JONES, 2012; CHANG, 2010):
 � Forças intramoleculares — dizem respeito às ligações químicas entre 
os átomos para formar novas moléculas ou compostos, sendo as prin-
cipais responsáveis por suas propriedades químicas. Podem ser classi-
ficadas em ligações iônicas, ligações covalentes e ligações metálicas;
 � Forças intermoleculares — associam-se às forças necessárias para que 
as moléculas permaneçam unidas, sendo as principais responsáveis por 
suas propriedades físicas. As forças intermoleculares são mais fracas 
que as intramoleculares (> 10 kcal/mol) e podem ser classificadas em 
forças íon-dipolo, forças de Van der Walls (forças dipolo-dipolo, for-
ças dipolo-dipolo induzido, forças dipolo induzido-dipolo induzido) e 
ligações de hidrogênio. 
A força de ligação está associada à força atrativa e repulsiva existente 
entre os átomos e as moléculas. Quanto mais próximos, maior a força atrativa 
entre eles, e, consequentemente, maior ainda as forças repulsivas. Módulo de 
elasticidade alto, pontos de fusão e ebulição elevados e resistência mecânica 
são características de materiais com ligações fortes, enquanto baixo coeficiente 
de expansão térmica daqueles que apresentam ligações fracas.
Ligação iônica
Refere-se à ligação química resultante do processo de atração eletrostática 
entre cátions e ânions, pela diferença de eletronegatividade destes. Enquanto 
os metais apresentam baixa eletronegatividade, tendem a perder elétrons e 
formam cátions, os não metais têm eletronegatividade superior, tendem a 
ganhar elétrons e formam assim ânions. 
Estrutura atômica e ligações químicas8
Para tal ligação, a energia dos átomos ligados precisa ser mais baixa que a 
dos átomos livres, e, quanto mais forte essa variação, mais forte será a ligação. 
A força de ligação envolvida é forte, com uma energia de ligação entre 150 
e 370 kcal/mol. Feita a interação, o metal cederá elétrons para o não metal, 
possibilitando, então, a estabilidade destes e a obtenção de eletrosferas equi-
paráveis com a dos gases nobres. Na Figura 5, é possível observar a ligação 
iônica do sódio (cátion) e do cloro (ânion), resultando no cloreto de sódio.
Figura 5. Ligação iônica: cloreto de sódio. 
Fonte: OSweetNature/Shutterstock.com.
Os compostos originados por ligações iônicas são polares, uma vez que 
há um polo positivo e negativo, formando, assim, um dipolo. Além disso, em 
consequência das altas forças eletrostáticas envolvidas, tais materiais apresen-
tam alta temperatura de fusão, são duros e quebradiços, têm alta resistência, 
são rígidos e conduzem bem eletricidade quando dissolvidos em água. Os 
materiais cerâmicos são típicos desse tipo de ligação.
Ligação covalente
Trata-se da ligação química resultante do processo de compartilhamento 
de elétrons entre átomos, estes dispostos em pares, pela quase similaridade 
de eletronegatividade entre eles. São as ligações mais comuns na natureza, 
geralmente entre os não metais, que apresentam alta eletronegatividade. 
Considerando dois átomos, o núcleo de um atrairá a nuvem eletrônica 
do outro, possibilitando, assim, a sua aproximação e, consequentemente, o 
compartilhamento de elétrons até que haja um equilíbrio, quando será formada 
uma ligação covalente, permitindo a complementação das respectivas cama-
das de valência e atingindo um estado de energia mais baixo pela obtenção 
de moléculas. Na Figura 6, é possível observar a ligação covalente entre os 
9Estrutura atômica e ligações químicas
átomos de hidrogênio e oxigênio, os quais compartilham elétrons e formam 
a molécula da água.
Figura 6. Ligação covalente: água.
Fonte: Ligações... ([2015?], documento on-line).
H
H
H
HO O
H
H
O
O+2H
Os compostos originados por ligações covalentes podem ser polares — se 
entre átomos com mesma eletronegatividade e que compartilham igualmente 
os elétrons — e apolares — se for entre átomos com eletronegatividades 
diferentes, induzindo o acúmulo de carga negativa ao redor do elemento mais 
eletronegativo (obedecendo à escalade eletronegatividade), gerando polos, já 
que os elétrons não são igualmente compartilhados.
As forças envolvidas nesse tipo de ligação são fortes, havendo uma energia 
de ligação entre 125 e 300 kcal/mol, o que faz os materiais associados apresen-
tarem baixos pontos de fusão e ebulição quando comparados aos compostos 
iônicos, serem maus condutores de eletricidade, terem alta solubilidade em 
solventes orgânicos e apresentarem baixa tenacidade, o que implica serem 
quebradiços. Os materiais poliméricos são típicos desse tipo de ligação.
Ligação metálica
Trata-se de uma ligação química entre metais em que elétrons fluem livremente 
em uma estrutura cristalina definida. Os metais apresentam baixa eletronega-
tividade e formam cátions, necessitando, assim, ceder elétrons. Em um sólido 
metálico, os átomos se agruparão em um retículo cristalino geometricamente 
Estrutura atômica e ligações químicas10
ordenado, no qual os elétrons da camada de valência formarão uma “nuvem de 
elétrons”, interagindo com os cátions que serão formados e consequentemente 
estabilizados. 
A força de uma ligação metálica é relativamente forte, com uma energia 
de ligação entre 25 e 200 kcal/mol. Como nenhum elétron estará vinculado 
a um cátion específico, os elétrons se movimentarão ao longo da estrutura, 
conferindo, assim, propriedades específicas para os metais, como boa con-
dutibilidade elétrica e térmica, quando submetidos a uma corrente elétrica 
ou uma fonte térmica. Além disso, os materiais metálicos apresentam brilho 
metálico, ponto de fusão e ebulição elevados, boa tenacidade, maleabilidade 
e ductilidade.
Força íon-dipolo
Compreende a interação entre íons e moléculas polares (dipolo). Como as 
moléculas polares apresentam polos positivos e negativos, ao interagirem com 
um íon ou composto iônico, haverá interação entre os polos com os cátions 
e/ou ânions associados, sendo o polo positivo atraído por um ânion e/ou o 
negativo por um cátion (Figura 7). Trata-se de uma interação forte entre as 
forças intermoleculares, exemplificada pela dissolução de sal na água.
Figura 7. Forças intermoleculares.
Fonte: Adaptada de Rocha (1999, documento on-line).
δ+δ–
δ+ δ+
δ+
δ+ δ+δ–δ–
δ–
δ–δ–
δ– δ–δ+ δ+
+ +
Íon — dipolo permanente Íon — dipolo induzido
Dipolo permanente — dipolo permanente
Dipolo induzido — dipolo induzido
Dipolo permanente — dipolo induzido
11Estrutura atômica e ligações químicas
Força dipolo-dipolo
Força de interação entre moléculas polares (dipolos). Como as moléculas 
polares apresentam polos positivos e negativos, o polo positivo de uma dada 
molécula será atraído pelo polo negativo de outra e/ou o polo negativo de uma 
dada molécula será atraído pelo polo positivo de outro (Figura 7). Trata-se 
de uma interação média entre as forças intermoleculares, sendo associada às 
moléculas H2S e HCl.
Força dipolo-dipolo induzido
Força de interação entre uma molécula polar (dipolo) e uma molécula apo-
lar. Ao aproximar a molécula polar de uma molécula apolar, esta distorcerá 
a sua distribuição eletrônica a partir da indução, formando um dipolo na 
molécula apolar. Após a criação dos polos na molécula apolar, as moléculas 
se comportarão como um dipolo-dipolo. Tal processo também aconteceria 
se aproximássemos um íon de uma molécula apolar (Figura 7). Trata-se de 
uma interação fraca entre as forças intermoleculares e pode ser associada às 
moléculas de H2O e I2.
Força dipolo induzido-dipolo induzido (força de London)
Força de interação entre duas moléculas apolares. Como há fluxo de elétrons 
dentro das moléculas, é possível que, em determinado momento, essas mo-
léculas consigam induzir um dipolo, dando sequência ao fenômeno na outra 
(Figura 7). Trata-se da interação mais fraca entre as forças intermoleculares 
e está presente nas moléculas de I2.
Ligações de hidrogênio
Interação entre moleculares polares que contêm hidrogênio ligado a átomos 
muito eletronegativos (nitrogênio, oxigênio ou flúor). Os elétrons se encontram 
muito mais próximos do elemento muito eletronegativo do que do hidrogênio 
pela forte atração pelos elétrons. Por fim, o hidrogênio fica com carga parcial 
positiva e o outro átomo com carga parcial negativa em virtude da alta ele-
tronegatividade. Trata-se de uma das interações fortes entre as forças inter-
moleculares, sendo associada às moléculas de água e a alguns argilominerais. 
Estrutura atômica e ligações químicas12
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. 922 p.
ATKINS, P. W.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida mo-
derna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. 1094 p.
CALLISTER JUNIOR, W. D. Ciência e engenharia de materiais: uma introdução. Rio de 
Janeiro: LTC, 2008. 705 p.
CHANG, R. Química geral: conceitos essenciais. 4. ed. Porto Alegre: AMGH; Bookman, 
2010. 778 p.
CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. 11. ed. Porto Alegre: AMGH; Bookman, 2013. 1165 p.
LIGAÇÕES químicas. Khan Academy, [s.l.], [2015?]. Disponível em: <https://pt.khanacademy.
org/science/biology/chemistry--of-life/chemical-bonds-and-reactions/a/chemical- 
bonds-article>. Acesso em: 21 nov. 2018.
ROCHA, W. X. Ligações intermoleculares. Química 2000, [s.l.], 1999. Disponível em: 
<http://www.oocities.org/vienna/choir/9201/ligacoes_quimicas2.htm>. Acesso em: 
21 nov. 2018.
ROSENBERG, J. L.; EPSTEIN, L. M.; KRIEGER, P. J. Química geral. 9. ed. Porto Alegre: Book-
man, 2014. 390 p. (Coleção Schaum).
SMITH, W. F.; HASHEMI, J. Fundamentos da engenharia e ciência dos materiais. 5. ed. Porto 
Alegre: AMGH; Bookman, 2012. 734 p.
WELLER, M. et al. Química inorgânica. 6. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. 900 p.
13Estrutura atômica e ligações químicas
Conteúdo: