LIGACOES QUÍMICAS_IFBA_parte2

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<p>Profa. Flávia Jorlane/ Química / IFBA</p><p>Campus de Paulo Afonso-BA</p><p>Os elementos não-metálicos não tendem a formar</p><p>ânions monoatômicos, pois suas E.I são muito altas.</p><p>A natureza das ligações entre átomos de não-metais</p><p>desconcertou os cientistas até 1916, quando Lewis</p><p>encontrou uma explicação.</p><p>Com intuição brilhante, e antes que qualquer um</p><p>conhecesse a mecânica quântica ou os orbitais,</p><p>Lewis propôs que uma ligação covalente é um par</p><p>de elétrons compartilhado por dois átomos.</p><p>A estabilidade da ligação covalente provém do</p><p>decréscimo da energia do par de átomos que se</p><p>ligam. A energia liberada resulta da aproximação</p><p>entre os elétrons de um átomo e os núcleos dos</p><p>outros para os quais eles também são atraídos.</p><p>Além das forças atrativas entre os elétrons e ambos os</p><p>núcleos, existem forças repulsivas entre os elétrons e</p><p>os núcleos nos dois átomos.</p><p>A distância que separa os átomos na ligação, após</p><p>esta ter sido formada, é controlada pelo equilíbrio</p><p>entre essas forças atrativas e repulsivas, e os dois</p><p>átomos seriam mantidos juntos como resultado da</p><p>interação coulômbica.</p><p>Os elementos não-metálicos existem como</p><p>moléculas diatômicas ou poliatômicas, tais como as</p><p>espécies H2, O2, F2, P4, e S8.</p><p>Os elementos próximos à fronteira entre os metais e</p><p>não metais podem formar sólidos com uma rede de</p><p>átomos extensa, tais como o grafite, diamante ou os</p><p>compostos orgânicos.</p><p>A ligação covalente pode existir entre:</p><p> Ametal + ametal</p><p> Ametal + hidrogênio</p><p>Hidrogênio + hidrogênio</p><p>Na formação de uma ligação covalente, os átomos</p><p>completam seus octetos pelo compartilhamento de</p><p>elétrons (regra do octeto); uma estrutura de Lewis</p><p>mostra o arranjo dos elétrons como traços (pares</p><p>ligados) e pontos (pares isolados).</p><p> As ligações poderão ser simples, dupla ou tripla.</p><p> Podem existir compostos com a camada de valência</p><p>expandida (exceções à regra do octeto). Ex: BeCl2, SF6, XeF4.</p><p> A ordem de ligação é o número de ligações que une um par</p><p>específico.</p><p>No modelo VSEPR (valence-shell electron-pair</p><p>repulsion model) consideramos o átomo central</p><p>cercado de átomos com elétrons ligantes e pares</p><p>isolados que irão se posicionar tão longe quanto</p><p>possível um do outro, para minimizar a repulsão.</p><p>A teoria da ligação de valência (TLV) foi desenvolvida</p><p>em 1927 por Heitler e London como uma</p><p>interpretação da teoria de Lewis sob o ponto de vista</p><p>da mecânica quântica, ou seja, ela descreve a</p><p>formação de pares de elétrons de valência</p><p>compartilhados através dos orbitais atômicos, sem</p><p>que ocorra, no entanto perda das características</p><p>individuais destes.</p><p>Considere a formação da molécula de hidrogênio. Dois</p><p>átomos que possuem um orbital com um elétron</p><p>desemparelhado, aproximam-se até que ocorra uma</p><p>sobreposição, ou interpenetração, destes orbitais,</p><p>gerando uma ligação σ (sigma). Então, é gerada uma região</p><p>entre os núcleos na qual a densidade de probabilidade de</p><p>encontrar-se os elétrons é muito alta. Desta maneira, os dois</p><p>elétrons passam a ocupar simultaneamente os dois orbitais</p><p>atômicos.</p><p>Pode também ocorrer ligações envolvendo outros tipos de</p><p>orbitais, como por exemplo, na molécula do flúor (F2). Neste</p><p>caso, o orbital que possui um elétron desemparelhado, e,</p><p>portanto o que participará da ligação, é o 2pz . Como no caso</p><p>anterior, irá ocorrer a interpenetração destes orbitais</p><p>formando uma região de alta densidade eletrônica entre os</p><p>núcleos. Na figura abaixo, a ligação a molécula do flúor é</p><p>esquematizada mostrando-se apenas os orbitais envolvidos</p><p>na ligação.</p><p>Em moléculas como a do oxigênio (O2), existe a necessidade de</p><p>ocorrerem duas ligações, como poderá ser facilmente visualizado</p><p>utilizando as estruturas de Lewis. Neste caso, irá ocorrer primeiro</p><p>uma sobreposição de orbitais que se aproximam frontalmente</p><p>(ligação σ ) , com os eixos alinhados.</p><p>Portanto, como nos casos anteriores, será gerada uma região de</p><p>alta densidade eletrônica entre os núcleos. A segunda ligação</p><p>ocorre então pela sobreposição de dois orbitais que se aproximam</p><p>paralelamente (ligação π) , gerando duas regiões de alta densidade</p><p>eletrônica, acima e abaixo do eixo de ligação.</p><p>Resumindo...</p><p> Uma ligação simples é uma ligação σ.</p><p> Uma ligação dupla é uma ligação σ mais uma ligação π.</p><p> Uma ligação tripla é uma ligação σ mais duas ligações π.</p><p>A TLV não pode interpretar ligações de moléculas</p><p>poliatômicas, como a do CH4, nem predizer seus ângulos de</p><p>ligação.</p><p>Devemos visualizar os orbitais s e p como ondas de</p><p>densidade eletrônica centrada no núcleo do átomo. Como</p><p>ondas na água, os orbitais interferem entre si formando novos</p><p>arranjos, às vezes diferentes do teoricamente previstos.</p><p>O átomo de carbono é encontrado em um número muito</p><p>grande de compostos na natureza formando quatro</p><p>ligações covalentes. Veja-se, por exemplo, a molécula do</p><p>metano, onde o carbono está ligado a quatro átomos de</p><p>hidrogênio.</p><p>A distribuição eletrônica do carbono é:</p><p>Têm-se, portanto, quatro elétrons na camada de valência:</p><p>dois no orbital 2s, um nos orbitais 2px e 2py e nenhum no</p><p>2pz .</p><p>No entanto, é impossível aplicar a TLV a esta molécula, uma</p><p>vez que os quatro elétrons do carbono estão formando</p><p>ligações e, como visto na distribuição eletrônica, apenas 2</p><p>deles estão desemparelhados e, portanto, aptos a realizar</p><p>ligações.</p><p>Pode-se supor então que, para formar a molécula do metano,</p><p>um dos elétrons que ocupam o orbital 2s receba energia</p><p>suficiente para pular até o orbital p z vazio, alterando a</p><p>configuração eletrônica para a mostrada abaixo.</p><p>Desta maneira, os quatro elétrons tornam-se aptos a</p><p>realizar ligações, podendo ocorrer interpenetração dos</p><p>orbitais 1s dos quatro hidrogênios envolvidos com os</p><p>orbitais 2s, 2px , 2py e 2pz do carbono.</p><p>Esta operação leva então a uma molécula onde existem</p><p>três ligações C-H com ângulos de ligação de 90o entre si</p><p>(aquelas que utilizam os orbitais p do carbono) e uma</p><p>quarta (formada com o orbital s do carbono) que estaria o</p><p>mais afastada possível das outras três de forma a</p><p>minimizar a repulsão eletrônica.</p><p>Se este modelo estivesse correto, esta molécula deveria</p><p>então possuir dois tipos distintos de ligações. Porém, medidas</p><p>experimentais mostram que no metano, as quatro ligações</p><p>são perfeitamente iguais, mantendo cada uma um ângulo de</p><p>109,5o com as outras três.</p><p>A solução para este problema é relativamente simples: deve-</p><p>se imaginar que orbitais de subníveis com energias parecidas</p><p>possam se misturar formando novos orbitais.</p><p>No caso da molécula do metano, a soma dos 3 orbitais p com</p><p>o orbital s do carbono leva a formação de quatro novos</p><p>orbitais que guardam entre si exatamente 109,5o</p><p>Muitas moléculas e íons poliatômicos não devem ser representados</p><p>adequadamente por uma única estrutura de Lewis. Para esses</p><p>casos, Pauling introduziu o conceito de ressonância. Considere o</p><p>exemplo do íon nitrato (NO3</p><p>-).</p><p>1ª Etapa: arranjar os átomos periféricos simetricamente ao redor do</p><p>átomo central.</p><p>2ª Etapa:</p><p>N (grupo 15): 5 elétrons de valência;</p><p>3 x O (grupo 16): 3 x 6 elétrons de valência;</p><p>+ 1 elétron da carga do ânion.</p><p>Total: 24 elétrons de valência (ou 12 pares de elétrons).</p><p>3ª Etapa: ligar os átomos com uma ligação covalente.</p><p>4ª Etapa: completar o octeto dos átomos periféricos.</p><p>5ª Etapa: Todos os 12 pares de elétrons já foram usados e o octeto</p><p>do nitrogênio ainda está incompleto. É necessária a formação de</p><p>uma ligação dupla N-O, mas com qual átomo de oxigênio, se os três</p><p>são equivalentes?</p><p>Existe, portanto, a possibilidade de três estruturas de Lewis</p><p>equivalentes para o íon NO3</p><p>-:</p><p>Todas as estruturas são válidas, e todas têm exatamente a mesma</p><p>energia. Entretanto, medidas de comprimento de ligação em íons</p><p>nitrato mostram que nenhuma estrutura sozinha é a estrutura</p><p>correta.</p><p>Uma ligação dupla entre dois átomos é mais curta que uma ligação</p><p>simples. Logo, se uma das estruturas fosse a correta, esperaríamos</p><p>2 ligações simples mais longas, e uma dupla mais curta.</p><p>Porém, a evidência experimental é que os comprimentos de ligação</p><p>no íon nitrato</p><p>são todos iguais. Sendo 124 pm, elas são mais</p><p>longas que uma ligação dupla N=O (120 pm), e mais curtas que</p><p>uma ligação simples N─O (140pm).</p><p>As ligações no íon nitrato têm características intermediárias entre</p><p>uma ligação simples pura e uma covalente pura.</p><p>Como as três ligações são idênticas, o melhor modelo para o</p><p>íon nitrato é uma mistura chamada de híbrido de ressonância.</p><p>Os elétrons envolvidos em estruturas de ressonância são</p><p>ditos deslocalizados, o que significa que o compartilhamento</p><p>de um par de elétrons é distribuído sobre diversos pares de</p><p>átomos.</p><p>Exercício: escreva a estrutura de Lewis contribuintes para o</p><p>híbrido de ressonância do ozônio e do benzeno.</p><p>A Teoria do Orbital Molecular (TOM) é uma alternativa para se ter</p><p>uma visão da ligação covalente. De acordo com este enfoque, todos</p><p>os elétrons de valência têm uma influência na estabilidade da</p><p>molécula (elétrons das camadas inferiores também podem</p><p>contribuir para a ligação, mas para muitas moléculas simples, o</p><p>efeito é demasiado pequeno).</p><p>A TOM considera que os orbitais atômicos da camada de valência</p><p>dos dois átomos ligantes deixam de existir quando a molécula se</p><p>forma, sendo substituídos por um novo conjunto de níveis</p><p>energéticos que correspondem a novas distribuições da nuvem</p><p>eletrônica.</p><p>Estes dois novos níveis são chamados orbitais moleculares. Dois</p><p>orbitais atômicos se combinam para formar dois orbitais</p><p>moleculares. As funções de onda dos orbitais atômicos são</p><p>combinadas matematicamente para produzir as funções de onda</p><p>dos orbitais moleculares resultantes.</p><p>Para que o processo de formação dos orbitais moleculares seja</p><p>realmente efetivo é necessário que os orbitais atômicos tenham</p><p>energias comparáveis e que eles se sobreponham de maneira</p><p>significativa. A combinação das funções de onda dos orbitais</p><p>atômicos consiste em uma subtração e uma adição das funções de</p><p>onda.</p><p>A primeira equação ψs representa uma possibilidade simétrica de</p><p>combinação e leva a formação de um OM com densidade eletrônica</p><p>entre os dois núcleos, contribuindo então efetivamente para a</p><p>ligação entre os átomos. Desta maneira, este OM é chamado de</p><p>orbital ligante.</p><p>Já a segunda ψa constitui a probabilidade antissimétrica, originando</p><p>um OM que não inclui a região entre os núcleos, tendo-se então um</p><p>orbital de antiligação, ou simplesmente antiligante.</p><p>• O orbital molecular formado pela adição das funções de onda de dois</p><p>orbitais s é representado por σs e o orbital atômico formado pela subtração</p><p>das funções de onda é representado por σs*.</p><p>• Há obviamente um aumento da densidade eletrônica de carga entre os</p><p>núcleos no orbital σs e um decréscimo na mesma região no orbital σs*. Por</p><p>essa razão, o orbital σs é chamado orbital ligante e o orbital σs*, orbital</p><p>antiligante.</p><p>• O primeiro tende a estabilizar a ligação, enquanto o segundo tende a</p><p>desestabilizá-la. Ambos são chamados orbitais σ porque estão centrados e</p><p>são simétricos ao redor do eixo de ligação.</p><p>• A combinação de dois orbitais p pode produzir resultados diferentes,</p><p>dependendo de quais orbitais p são usados. Se o eixo x é o eixo de ligação,</p><p>então os dois orbitais 2px podem se sobrepor apropriadamente se eles se</p><p>aproximam segundo um único eixo.</p><p>• Os orbitais moleculares resultantes constituem, como antes, um orbital</p><p>ligante (σx) com carga eletrônica acumulada, e um orbital antiligante (σx*)</p><p>com decréscimo de carga entre os núcleos.</p><p>• Esses orbitais também são classificados como σ porque são simétricos ao</p><p>redor do eixo de ligação. O índice subscrito x é usado para indicar que eles</p><p>originaram de orbitais px.</p><p>• Quando dois orbitais 2py e 2pz se sobrepõem para formar orbitais</p><p>moleculares, eles o fazem lado a lado. Em cada caso, o resultado é um</p><p>orbital antiligante com quatro lóbulos e um orbital ligante com dois</p><p>lóbulos.</p><p>• Esses orbitais não são simétricos em relação ao eixo de ligação. Em vez</p><p>disso, eles possuem duas regiões, em lados opostos ao eixo de ligação, nas</p><p>quais a densidade da nuvem eletrônica é alta. Isso é característico de um</p><p>orbital π.</p><p>• Observe que, como antes, o orbital ligante permite uma alta concentração</p><p>da carga eletrônica na região entre os núcleos, enquanto o orbital</p><p>antiligante mostra uma diminuição da densidade de carga nessa região.</p><p>A energia do orbital molecular antiligante é sempre</p><p>maior do que a do orbital ligante. No caso de uma</p><p>molécula diatômica homonuclear, isto é, formada por</p><p>dois átomos iguais, a relação de energias dos</p><p>orbitais moleculares entre os orbitais atômicos 1s e</p><p>os orbitais moleculares resultantes σs e σs* pode ser</p><p>mostrada pelo diagrama a seguir:</p><p>Na distribuição eletrônica dos AO os elétrons são adicionados</p><p>um a um ao diagrama de energia desses orbitais, com o</p><p>objetivo de se construir a configuração eletrônica dos átomos.</p><p>Usaremos agora uma técnica semelhante para preencher os</p><p>orbitais moleculares.</p><p>Desejamos construir a configuração eletrônica de moléculas</p><p>diatômicas homonucleares no estado fundamental. Como</p><p>antes, adicionaremos elétrons a partir da base do diagrama</p><p>para cima, para os orbitais de maior energia. A molécula mais</p><p>simples é a de hidrogênio. A figura abaixo mostra o diagrama</p><p>de energia para os orbitais moleculares da molécula de H2.</p><p>Os dois elétrons 1s vão constituir um par (de spins opostos)</p><p>no orbital σs (ligante) da molécula. Este par constitui uma</p><p>ligação simples. A configuração eletrônica da molécula de</p><p>hidrogênio pode ser escrita como (σs)</p><p>2.</p><p>A molécula mais simples é a de hidrogênio. A figura abaixo</p><p>mostra o diagrama de energia para os orbitais moleculares da</p><p>molécula de H2. Os dois elétrons 1s vão constituir um par (de</p><p>spins opostos) no orbital σs (ligante) da molécula.</p><p>Este par constitui uma ligação simples. A configuração</p><p>eletrônica da molécula de hidrogênio pode ser escrita como</p><p>(σ s)</p><p>2.</p><p>Consideremos a seguir, a molécula que poderia ser formada por dois</p><p>átomos de hélio, cada um dos quais é capaz de fornecer um par de elétrons</p><p>para a molécula. O total é de quatro elétrons, dois a mais que no H2, de</p><p>maneira que a distribuição no orbital molecular será a da figura abaixo.</p><p>A configuração eletrônica no estado fundamental na molécula de He2</p><p>deveria ser (σs)</p><p>2 (σs*)2. Devido ao fato de que o σs* (antiligante) está agora</p><p>preenchido e seu efeito desestabilizador cancela o efeito estabilizador do</p><p>orbital σs, não há, realmente, não há força de atração entre os átomos de</p><p>hélio devido ao número igual de elétrons ligantes e antiligantes e, assim, a</p><p>molécula de He2 não existe.</p><p>Na teoria dos orbitais moleculares a ordem de ligação é</p><p>definida como:</p><p>Assim, a ordem de ligação na molécula de H2 é (2-0)/2 = 1.</p><p>Já na molécula hipotética de He2 a ordem de ligação é</p><p>(2-2)/2 = 0.</p><p>O valor da ordem de ligação indica o número de ligações</p><p>feitas entre dois átomos.</p><p>Considerando a sequência B2, C2, N2, O2, F2 e Ne2, percorrendo assim, as</p><p>demais moléculas diatômicas homonucleares do segundo período, os</p><p>orbitais moleculares a serem preenchidos são os orbitais ligantes e</p><p>antiligantes σ e π, representados anteriormente.</p><p>A energia relativa dos orbitais πy e πz é menor do que a do orbital σs do B2</p><p>ao N2, porém maior para o resto da sequência, de O2 até Ne2. Assim, as</p><p>energias dos orbitais moleculares para B2, C2 e N2 são mostradas na figura</p><p>a e para O2, F2 e Ne2 na figura b. A diferença principal nas duas figuras a e</p><p>b é a energia relativa do orbital σs quando comparada com as energias dos</p><p>orbitais πy e πz.</p><p>A mudança na sequência de energias dos orbitais moleculares entre N2 e</p><p>O2 ocorre porque πx e πx*, nesse caso, têm algum caráter s, fato que</p><p>ignoramos quando decidimos usar a simplificação, combinação de dois</p><p>orbitais atômicos para formar dois orbitais moleculares. O caráter s nesses</p><p>orbitais decresce à medida que a carga cresce no período. Por causa disso a</p><p>energia de σx fica abaixo da energia de πy e πz no O2.</p><p>B2, C2 e N2</p><p>O2, F2 e Ne2</p><p>Numa ligação covalente, o par eletrônico é compartilhado</p><p>entre dois átomos, ou seja, o par é atraído simultaneamente</p><p>para o núcleo de ambos os átomos, resultando</p><p>numa</p><p>competição pelos elétrons.</p><p>A atração exercida por um átomo sobre o par de elétrons na</p><p>sua camada de valência depende da carga nuclear efetiva (a</p><p>carga nuclear menos o efeito de blindagem das camadas</p><p>internas) e da distância entre os núcleos e a camada de</p><p>valência.</p><p>Esta atração é medida por uma quantidade chamada</p><p>eletronegatividade, que é definida como a tendência relativa</p><p>de um átomo em atrair o par de elétrons da ligação.</p><p>Quando os átomos ligados por covalência são idênticos não</p><p>há diferença de eletronegatividade, portanto, ambos os</p><p>átomos atraem o par eletrônico com a mesma intensidade.</p><p>Nesse caso, dizemos que a ligação é covalente não-polar.</p><p>Se houver diferença de eletronegatividade entre dois átomos,</p><p>a ligação será covalente polar, pois o par eletrônico estará</p><p>distribuído assimetricamente, mais próximo do átomo mais</p><p>eletronegativo.</p><p>A polaridade das moléculas determina as propriedades físicas dos</p><p>compostos, como o ponto de fusão e de ebulição.</p><p>Momento dipolar (μ): é definido como o produto da carga q pela distância</p><p>entre as cargas r, é uma medida quantitativa da polaridade de uma ligação</p><p>química. Exprime-se em D (Debye) = 3,33 x 10-30 cm</p><p>Como exemplo, temos a molécula de fluoreto de hidrogênio em que se</p><p>verifica um deslocamento de densidade electrónica do H para o F, pois o</p><p>flúor é mais electronegativo do que o átomo de H. Existe uma separação</p><p>de cargas que se pode representar por :</p><p>H F</p><p>Moléculas diatômicas heteronucleares são moléculas polares,</p><p>uma vez que possuem μ não nulo. Já as moléculas diatômicas</p><p>homonucleares são apolares, pois exibem μ = 0.</p><p>Espécies poliatômicas podem ou não ser polares. A polaridade</p><p>de moléculas tri e poliatômicas depende da soma vetorial dos</p><p>vetores individuais (de cada ligação). Essa soma vetorial só</p><p>pode ser feita após a determinação da geometria molecular.</p><p>As moléculas CO2 (geometria linear), BF3 (geometria</p><p>triangular ou trigonal plana) e CCl4 (geometria tetraédrica)</p><p>são apolares, embora sejam constituídas de ligações covalentes</p><p>polares.</p><p>Nessas moléculas, os momentos de dipolo individuais são</p><p>cancelados mutuamente em virtude das geometrias</p><p>moleculares, fazendo com que o vetor momento de dipolo</p><p>resultante, tenha módulo igual a zero.</p><p>• Estado Físico: os compostos covalentes podem ser</p><p>encontrados nos três estados físicos à temperatura</p><p>ambiente. Porém, em razão de suas moléculas se atraírem</p><p>menos intensamente, os compostos covalentes são, em</p><p>geral, gases ou líquidos.</p><p>• Quanto maior a massa molar e quanto mais intensas forem</p><p>as forças intermoleculares, maior será a tendência para o</p><p>composto ser sólido em temperatura ambiente.</p><p>• Solubilidade: são insolúveis em água os compostos</p><p>moleculares não-polares, já os polares são solúveis em água</p><p>(semelhante dissolve semelhante).</p><p>• P.F. e P.E. : pelo fato de apresentarem baixa atração entre suas</p><p>moléculas, a energia necessária para separá-las e fazê-las mudar</p><p>de estado de agregação é pequena, por isso seus pontos de</p><p>ebulição e de fusão são inferiores aos das substâncias iônicas. Esse</p><p>fato também varia proporcionalmente com a massa molar e as</p><p>forças de intermoleculares dos compostos, ou seja, com o aumento</p><p>da massa molar e da intensidade das forças intermoleculares, os</p><p>pontos de fusão e de ebulição aumentam e vice-versa.</p><p>• Condutividade elétrica: na sua forma pura, a maioria das</p><p>substâncias covalentes não conduz corrente elétrica, isto é,</p><p>comporta-se como isolante. Uma exceção é a grafita, que conduz</p><p>corrente elétrica por possuir ressonância nos elétrons de sua</p><p>ligação.</p><p>• Tenacidade (resistência): baixa tenacidade, sendo sólidos</p><p>quebradiços.</p><p>Os metais exibem uma série de propriedades em comum: todos são</p><p>sólidos nas condições ambientes (exceto Hg), têm brilho metálico,</p><p>maleabilidade (possibilidade de se moldar em chapas), ductilidade</p><p>(capacidade de formar fios), boa condutividade térmica e elétrica.</p><p>Para haver condutividade elétrica, é necessário o movimento de</p><p>elétrons através do meio. A boa condutividade dos metais sugere que</p><p>existam elétrons semilivres, fracamente ligados, nas estruturas</p><p>metálicas, que possam ser forçados a se mover ao longo de todo</p><p>retículo.</p><p>Para compreender qualitativamente as diversas propriedades dos</p><p>metais, é utilizado o modelo conhecido como “gás ou mar de</p><p>elétrons”.</p><p> Estrutura formada</p><p>por íons positivos e</p><p>elétrons livres de</p><p>valência que</p><p>formam uma</p><p>“nuvem eletrônica”</p><p>que circula</p><p>livremente entre os</p><p>íons positivos</p><p> Alta condutividade elétrica e térmica: os</p><p>elétrons podem se mover em presença de uma</p><p>f.e.m. ou de um gradiente de temperatura.</p><p> Permitem grande deformação plástica pois as</p><p>ligações são móveis ou seja não são rígidas</p><p>como as iônicas e as covalentes</p><p> Possuem o brilho metálico, como os elétrons</p><p>são muito móveis trocam de nível energético</p><p>com facilidade emitindo fótons</p><p> Formam ligas metálicas</p><p> No caso dos metais maleáveis (facilmente</p><p>deformáveis), como sódio, chumbo, mercúrio e outros,</p><p>os elétrons livres podem se ajustar rapidamente às</p><p>mudanças na estrutura metálica provocadas por</p><p>perturbações externas.</p><p> Ao bater numa lata para tirar um som não se destrói a</p><p>ligação metálica, pois, sob a influência de uma ação</p><p>mecânica, um plano de átomos pode se deslizar sobre</p><p>outro, mantendo as ligações entre os planos. Isso</p><p>explica as propriedades de maleabilidade e ductilidade</p><p>(formação de fios) dos metais.</p><p>Quanto maior a energia envolvida na ligação</p><p>química há uma tendência de:</p><p> Maior o ponto de fusão do composto</p><p> Maior a resistência mecânica</p><p> Maior a dureza</p><p> Maior o módulo de elasticidade</p><p> Maior a estabilidade química</p><p> Menor a dilatação térmica</p>