7-_LIGACOES_QUIMICAS

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Ligações químicas
É impossível se pensar em átomos como os constituintes básicos da matéria sem se pensar em ligações químicas. 
 Se átomos vão se unir uns aos outros para originar corpos maiores, esses átomos devem entrar em contato entre si.
 Quando dois átomos entram em contato, o fazem através das fronteiras das suas eletrosferas, ou seja, de suas últimas camadas. Isso faz pensar que a última camada de um átomo é a que determina as condições de formação das ligações químicas.
Em 1868, Kekulé e Couper, propuseram a utilização do termo valência para explicar o poder de combinação de um átomo com outros. 
A valência de um dado elemento é que determina as fórmulas possíveis ou não de compostos formados por ele.
A primeira situação seria entender porque dois ou mais átomos se ligam, formando uma substância simples ou composta. 
Como na natureza, os únicos átomos que podem ser encontrados no estado isolado (moléculas monoatômicas) são os gases nobres, logo se pensou que os demais átomos se ligariam entre si tentando alcançar a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo deles na tabela periódica.
 
Todos os gases nobres, com exceção do He (2), possuem 8 elétrons.
Esta maneira de pensar a ligação entre os átomos passou a ser conhecida por Teoria do octeto, e foi proposta por Kossel e Lewis no início do século XX. 
Baseado nessa idéia, a valência de um átomo passou a ser vista como a quantidade de elétrons que um átomo deveria receber, perder ou compartilhar para tornar sua última camada (camada de valência) igual a do gás nobre de número atômico mais próximo.
As ligações químicas podem ser classificadas em três categorias:
- Iônica
- Covalente simples e Covalente dativa (ou coordenada)
- Metálica
Ligação Iônica
Como o próprio nome já diz, a ligação iônica  ocorre com a formação de íons. A atração entre os átomos que formam o composto é de origem eletrostática. 
Sempre um dos átomos perde elétrons, enquanto o outro recebe. O átomo mais eletronegativo arranca os elétrons do de menor eletronegatividade. 
Ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio. Num composto iônico, a quantidade de cargas negativas e positivas é igual.
- átomo com facilidade para liberar os elétrons da última camada: metal
- átomo com facilidade de adicionar elétrons à sua última camada: não metal
A ligação entre o sódio (11Na) e o cloro (17Cl) é um exemplo característico de ligação iônica. Observe a distribuição dos elétrons em camadas para os dois elementos: 
Na:   2 - 8 - 1        Cl:   2 - 8 - 7
Para o cloro interessa adicionar um elétron à sua última camada, completando a quantidade de oito elétrons nela. 
Ao sódio interessa perder o elétron de sua camada M, assim a anterior passará a ser a última, já possuindo a quantidade necessária de elétrons. 
Na representação da ligação, utiliza-se somente os elétrons da última camada de cada átomo. 
A seta indica quem cede e quem recebe o elétron. Cada elétron cedido deve ser simbolizado por uma seta. Esta representação é conhecida por Fórmula Eletrônica ou de Lewis.
O sódio possuía inicialmente 11 prótons e 11 elétrons. Após a ligação, a quantidade de prótons não se altera e a de elétrons passa a ser 10. 
O cloro que inicialmente possuía 17 prótons e 17 elétrons, tem sua quantidade de elétrons aumentada de uma unidade após a ligação. Com isso o sódio se torna um íon de carga 1+ e o cloro 1-. 
A força que mantém os dois átomos unidos é de atração elétrica, ou seja, uma ligação muito forte. Como foram utilizados um átomo de cada tipo, a fórmula do composto será NaCl.
De maneira análoga pode-se observar a ligação entre o flúor (9F)  e o alumínio (13Al). 
13Al=1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 9F= 1s2 2s2 2p5
O alumínio perde três elétrons de sua última camada, pois a penúltima já possui os oito elétrons necessários. Como o átomo de flúor possui 7 elétrons em sua última camada, precisa de apenas mais um elétron. 
Assim, são necessários três átomos de flúor (pois cada átomo só precisa de 1) para acomodar os três elétrons cedidos pelo alumínio.
Assim, ocorre a formação de íons positivo e negativo devido a quebra do equilíbrio entre as quantidades de prótons e elétrons nos átomos. 
O alumínio passa a ser um íon de carga 3+ e o fluor 1-. 
A fórmula do composto será AlF3.
Ligação covalente simples
É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam adicionar elétrons em suas últimas camadas. 
Somente o compartilhamento é que pode assegurar que que estes átomos atinjam a quantidade de elétrons necessária em suas últimas camadas. 
Cada um dos átomos envolvidos entra com um elétron para a formação de um par compartilhado, que a partir da formação passará a pertencer a ambos os átomos. 
Ocorre entre não metais e não metais, não metais e hidrogênio e entre hidrogênio e hidrogênio.
Seja a ligação H-H:
O hidrogênio possui somente uma camada contendo um único elétron; compartilhando 1 elétron, atinge a quantidade necessária para a camada K, que é de dois elétrons. 
Os elétrons compartilhados passam a ser contados para as eletrosferas dos dois átomos participantes da ligação.
 Fica: 
Ligação N-N:
Na molécula de nitrogênio ocorrem três ligações covalentes entre os dois átomos, pois cada átomo tem na última camada 5 elétrons.
7N: 1s2 2s2 2p3
7N   2 – 5
Estas três ligações garantem que os dois átomos de nitrogênio atinjam a quantidade de oito elétrons nas suas últimas camadas. A ligação covalente entre dois átomos iguais é dita Apolar, pois nela os elétrons são compartilhados de maneira igual, nenhum dos átomos tem mais força que o outro para atrair o elétron para si. 
Ligação do CO2
 A molécula de CO2 é formada por dois átomos de oxigênio e um de carbono unidos através de ligações covalentes.
6C:  2 - 4                8 O :   2 - 6
O átomo de carbono compartilha 4 elétrons e cada átomo de carbono 2, garantindo assim que ambos atinjam os oito elétrons nas últimas camadas. 
Como a ligação é entre átomos diferentes e com diferentes eletronegatividades, a ligação é dita Polar pois o átomo de oxigênio atrai para si mais fortemente os elétrons compartilhados. 
Além da fórmula eletrônica, os compostos covalentes podem ser representados pela fórmula estrutural, onde cada par compartilhado é representado por um traço. Ex.: H – H; CH2= CH- CH3 (propeno)
Uma ligação covalente unindo dois átomos é dita simples. 
O conjunto de duas ligações unindo dois átomos é dito dupla ligação. O conjunto de três ligações unindo dois átomos é dito tripla ligação. 
2.a- Ligação covalente dativa ou coordenada
A existência de algumas moléculas não pode ser explicada simplesmente através da ligação covalente simples. Para estes casos foi formulada a teoria da ligação covalente coordenada. 
 Este par de elétrons apresenta as mesmas características ao da ligação covalente simples, a única diferença é a origem dos elétrons, que é somente de um dos átomos participantes da ligação. Os elétrons do par passam a pertencer a ambos os átomos participantes.
 A ligação covalente coordenada é representada por uma seta que se origina no átomo doador e termina no átomo receptor.
Ex.: Dadas as distribuições eletrônicas em camadas para os átomos de:
 16S e 8O para formar o SO2 
 16S:  1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 8O:   1s2 2s2 2p4 
 2 - 8 - 6              2 - 6
a)- S-O: Compartilhando dois elétrons através de ligações covalentes simples, ambos os átomos atingem os oito elétrons na última camada.
No entanto, esta molécula ainda pode incorporar ainda um ou dois átomos de oxigênio. Aí, será uma ligação dativa coordenada.
SO2: Tal fato só pode ser explicado se o enxofre utilizar um ou dois pares de elétrons não envolvidos em ligações para formar um ou dois pares dativos com o oxigênio. 
 S: 2-8- 6 O: 2- 6
 
 Outra molécula que não podeser explicada somente com a ligação covalente simples é a de CO. O interessante desta molécula é que a ligação covalente dativa ocorre do átomo mais eletronegativo (O) para o menos eletronegativo. (C). 6C:  2 - 4                8 O :   2 - 6
Ligação metálica
É o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de metais. Os átomos dos elementos metálicos apresentam forte tendência a doarem seus elétrons de última camada. 
Quando muitos destes átomos estão juntos num cristal metálico, estes perdem seus elétrons da última camada. Forma-se então uma rede ordenada de íons positivos mergulhada num mar de elétrons em movimento aleatório. 
Se aplicarmos um campo elétrico a um metal, orientamos o movimento dos elétrons numa direção preferencial, ou seja, gera-se uma corrente elétrica. 
TEORIA DOS ORBITAIS - HIBRIDIZAÇÃO - TEORIA DOS ORBITAIS. 
As ligações químicas são explicadas pela da Regra do Octeto, desenvolvida por Lewis. 
Aqui, o modelo de ligação química a partir de orbitais moleculares. 
De acordo com a teoria dos orbitais moleculares, as ligações químicas (pareamento eletrônico) só são efetuadas por orbitais atômicos semipreenchidos ou incompletos; estes se interpenetram originado orbitais moleculares conhecidos como orbitais moleculares sigma (σ) e orbitais moleculares pi (π). Os orbitais atômicos de interesse são tipo s (esférico) e tipo p (halteres – orientado nos eixos ortogonais). 
Pelo Princípio de Exclusão de Pauli, num orbital só podem existir no máximo dois elétrons e com spins opostos.
LIGAÇÃO σ : é a ligação formada pela interpenetração frontal de orbitais (segundo um mesmo eixo). A ligação s é forte e difícil de ser rompida. Pode ser feita com qualquer tipo de orbital atômico; 
Observe a ligação entre orbitais do elemento hidrogênio para constituir uma molécula de H2.
Esses orbitais se atraem mutuamente até que se interpenetram formando um orbital tipo Sigma (s-s). 
Agora uma interpenetração de orbital s e p formando uma ligação sigma. 
LIGAÇÃO Pi : é a ligação formada pela aproximação lateral de orbitais (segundo eixos paralelos). A ligação p é mais fraca e mais fácil de ser rompida; Só ocorre entre orbitais atômicos do tipo "p". 
Observe a Figura:
Com o exposto pode-se concluir que:
- Ligações simples são efetuadas através de orbitais moleculares tipo σ (sigma), 
- Duplas ligações são desenvolvidas por orbital tipo Sigma (σ) e pi (π),
- Triplas ligações são formadas por 1 orbital tipo σ e 2 orbitais tipo pi. 
Teoria da Hibridização
A teoria da hibridização, tenta justificar as ligações químicas à nível de orbitais que não podem ser justificadas pela Regra do Octeto. As hibridizações estudadas são do tipo sp3, sp2 e sp, evidenciadas para o Carbono, Boro e Berílio. 
Hibridação de orbitais atômicos
Existem inúmeras moléculas em que determinados elementos químicos estabelecem um certo número de ligações covalentes comuns, embora essas ligações não estivessem previstas pela configuração eletrônica dos átomos desses elementos.Na tentativa de explicar o que acontece, criou-se a teoria da hibridação.
A palavra hibridação muitas vezes se refere ao cruzamento de duas espécies diferentes entre si, dando origem a uma nova espécie, de características intermediárias àquelas das espécies que a originaram.
É mais ou menos essa idéia que devemos ter em relação à hibridação de orbitais.
Como o elemento carbono sofre vários tipos diferentes de hibridação e é um elemento químico muito importante, usaremos o carbono para exemplificar a teoria da hibridação.
Hibridação sp³ do carbono
Se observarmos a configuração eletrônica do átomo de carbono no estado fundamental, poderemos concluir que ele faz apenas 2 ligações covalentes comuns, porque possui apenas 2 elétrons desemparelhados.
Experimentalmente isso não se verifica.
O carbono, nas diversas moléculas que forma, faz sempre 4 ligações covalentes comuns
É preciso admitir, portanto, que o carbono possui quatro elétrons desemparelhados. A explicação aceita atualmente para esse fato é dada a seguir.
Um elétron do orbital 2s do carbono é ativado e promovido para o orbital 2pz, que estava vazio, uma vez que a diferença de energia entre esses orbitais não é muito acentuada.
O carbono pode fazer 4 ligações do tipo sigma. Neste caso, todas são iguais e de mesma energia e, portanto, os elétrons devem estar ocupando orbitais iguais. Isso não se verifica no estado ativado.
Assim, ocorre uma hibridação (mistura, cruzamento) entre o orbital s e os 3 orbitais p da camada de valência do carbono, originando 4 orbitais novos e iguais denominados sp3
Como cargas elétricas de mesmo sinal se repelem, é lógico pensar que esses 4 elétrons vão procurar orientar os seus orbitais num arranjo espacial que lhes permita ficar o mais distante possível uns dos outros.
A matemática prevê que a distância máxima entre 4 eixos se dá num ângulo de 109º28’. Podemos visualizar, imaginando esses 4 eixos partindo do centro de uma pirâmide tetraédrica e seguindo em direção aos seus vértices.
De onde se conclui que a orientação dos 4 orbitais sp3 no espaço seja exatamente essa, sem¬pre considerando que o núcleo do carbono ocupe o centro da pirâmide tetraédrica imaginária. 
Como vimos anteriormente, só constitui ligação química o orbital semipreenchido, sendo assim o elemento carbono que apresenta apenas dois orbitais semipreenchidos, executaria apenas duas ligações químicas ao invés de quatro ligações como normalmente efetua. 
C=6 1s2 2s2 2p2 
 em p, só 2 elétrons, onde cabem 6
Através da teoria dos híbridos justificam-se essas ligações. 
Para o carbono: 6C 
1s2 2s2 2p2 configuração no estado fundamental. 
 
1s2 2s2 2p2
A teoria de hibridização, admite que o elétron s2 absorva alguma forma de energia e seja promovido para o orbital p vazio, caracterizando assim o estado excitado ou ativado. 
 2 s1 2 p3 Na camada de valência, fica ligação sp3
Através do número de ligações efetuadas pelo carbono teremos a fusão de orbitais s e p para formar os estados híbridos que definem as ligações tipo sigma. Assim teremos: 
1- Ligação sp3 - Carbono com quatro ligações tipo sigma. (carbono com apenas simples ligações) - Hibridização sp3
2- sp2 Carbono com três ligações Sigma e 1 ligação Pi (carbono com uma dupla ligação)- 
 - C = Hibridização sp2
3- sp- Carbono com 2 ligações Sigmas e 2 Pi (carbono com uma ligação tripla ou duas duplas) 
 - C ≡ ou = C = hibridização tipo sp 
O quadro a seguir traz de maneira resumida as hibridizações de interesse, assim como o ângulo existente entre os ligantes e a geometria adotada pela molécula hibridizada. 
Exemplo
Família Hibridação Geometria Ângulo(s) 
Importante: 
Carbono: 
- 4 ligações simples: sp3 Ligações Sigma Ex. Metano (CH4) - 
 - 01 dupla e 02 simples: sp2; sigma e pi Ex.: Eteno (C2H4)
 - 02 duplas ou 01 tripla e 01 simples: sp Ex.: Butadieno ( C4H8)
							 : Etino (C2H2)