RESUMO - LIGAÇÕES LIGAÇÕES QUÍMICAS

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA MARIA
QUIMICA GERAL – F (QMC-185)
CURSO DE FARMÁCIA
RESENHA DE ARTIGO
“LIGAÇÕES QUÍMICAS: LIGAÇÃO IÔNICA, COVALENTE E METALICA” (HÉLIO A. DUARTE)
Camila Rampelotto
Acadêmica 110ª turma de farmácia
crrampelotto@hotmail.com
Santa Maria, fevereiro, 2012.
A ligação química é a interação entre grupos atômicos, objetivando a estabilidade, expressa pela regra do octeto, tentando aproximar um átomo da estabilidade usando como referencia os gases nobres, que possuem oito elétrons na camada de valência. Diante disso, a configuração eletrônica de um átomo (energia e forma dos orbitais) explicam a reação química, a reatividade química e a forma que as substâncias são formadas. O potencial de ionização (energia para a retirada de um elétron de um átomo) e a afinidade eletrônica (energia liberada por um átomo ao receber um elétron), por exemplo, auxiliam a observar a natureza da ligação química, sendo ambos de caráter periódico, singulares para cada elemento. Esse processo de doar ou receber elétrons formam, respectivamente, ânions e cátions, que são formas iônicas de elementos. Essas formas possuem cargas, positivas (ânions) e negativas (cátions), que interagem possibilitando as ligações químicas. Assim, a natureza da ligação química dependerá do rearranjo eletrônico na molécula formada. Além disso, observamos três principais tipos de ligações químicas.
1. Ligação Iônica
Essa ligação ocorre entre íons, metal e não metal, com diferenças de eletronegatividade, com a formação de sais. 
Quando as formas iônicas estão em estado gasoso, a energia necessária para aproxima-las até a distância ideal para ocorrer reação é chamada de Energia de Rede. Dada pela equação: E = (Z+Z-e²)/4πɛor, em que Z+ (carga do cátions), Z- (carga do ânion), e (carga do elétron), ɛo (permissividade a vácuo) e r (distância entre os íons). Essa equação descreve a interação entre dois íons, porém em uma ligação iônica um íon interage com todos os outros, e vice-versa. E a energia de rede é a soma de todos esses vetores. Na equação todas as variáveis são constantes exceto o r, portanto quanto menor a distancia entre os íons, menor é a energia de rede. E, ainda, quanto menor o valor de r, mais estável é o sistema. 
Porem, Born-Landé observou que íons de cargas opostas também podem se repelir, e que isso, também, depende do r. Caso a distância entre eles seja muito pequena, ocorrerá a repulsão, pois haverá a sobreposição das camadas eletrônicas dos íons.
 Assim para haver uma ligação iônica deve-se ter uma distância ideal, de forma que diminua ao máximo a energia de ativação sem que haja repulsão, devida a sobreposição das camadas eletrônicas. Além disso, observa-se que a ligação ocorre puramente com interações eletrostáticas.
2. Ligação Covalente
	A principal característica da ligação covalente é o compartilhamento de elétrons através da sobreposição de orbitais. Por isso ela não necessita de diferença de eletronegatividade para ocorrer, e é considerada mais estável que a ligação iônica, já que há muito potencial de ionização e pouca afinidade eletrônica, “prendendo” o elétron no sistema.
	A ligação covalente pode ser descrita e realizada por duas teorias:
Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM) – Essa teoria busca achar uma função de onda eletrônica ideal, que minimize a energia do sistema. Essa, por sua vez, tem as mesmas propriedades que os orbitais atômicos, e possui todas as informações para observar as propriedades da molécula. Além disso, observa-se que pra ocorrer a ligação a energia da molécula deve ser menor que a dos átomos isolados. 
Os orbitais atômicos se combinam e formam orbitais moleculares com ligantes (orbitais com níveis energéticos menores, portanto garantindo a estabilidade à molécula) e antiligantes (orbitais com níveis energéticos maiores, que desestabilizam a molécula), a energia dos ligantes devem prevalecer sobre as do antiligante para que ocorra a ligação e ela seja estável.
A TOM é aplicada em cálculos computacionais semiempíricos, que se baseiam em experimentos com moléculas menores, e menos complexas, para calcular/simular grandes moléculas sem ter um conhecimento prévio sobre elas. Mesmo assim, ele é limitado por moléculas com muitos átomos, ou átomos massivos.
Teoria de Ligação de Valência (TLV) – É mais pratica, em relação ao TOM. E Sabendo que elétrons de valência devem estar disponíveis para que ocorra a ligação, isso pode ocorrer quando eles se encontram desemparelhado ou se desemparelharem com um custo energético relativamente baixo, ou quando os orbitais de valência sejam mais difusos permitindo uma melhor sobreposição entre eles.
A partir disso, deve-se observar se há elétrons desemparelhados nos orbitais de valência, ou se há algum par, que possibilite uma hibridização, em que é um elétron emparelhado em um orbital, passa para um orbital vazio, melhorando a sobreposição de orbitais, diminuindo a repulsão eletronica, facilitando a ligação, desde que o custo energético para isso seja menor que a energia liberada posteriormente na ligação. Além disso, sempre certo numero de orbitais atômicos gerará um numero igual de orbitais híbridos. 
Em átomos em que a camada de valência possui orbitais d vazios pode ocorrer a expansão da regra do octeto. Isso se dá nos elementos a partir da terceira linha da tabela periódica, pois os elétrons podem ser excitados para o orbital d com um gasto moderado de energia. De forma geral há interações entre pares de elétrons também, que procedem na seguinte ordem PNL-PNL>PNL-PL>PL-PL, são elas que definem a estrutura geométrica da molécula, por causa da repulsão eletrônica.
A maior deficiência da TLV é não considerar o caráter iônico das reações, que por mais sutis estão presentes em todas as ligações, que é levado em conta na TOM, por exemplo.
3. Ligação Metálica
Os metais são formados por apenas um elemento e possuem uma estrutura geométrica bem definida. Por isso nos leva a pensar que essa ligação tem um caráter essencialmente covalente. 
Relembrando a TOM, que expõem que dois orbitais atômicos formará dois orbitais moleculares, um ligante e o outro antiligante. Nos metais temos todos os orbitais atômicos com a mesma energia e mesma forma, e em um numero tão grande de orbitais com energia muito próxima fica difícil diferenciar cada orbital molecular, e esse conjunto recebe o nome de banda, como se houvesse um continuo estado eletrônico (orbitais moleculares) possível para os elétrons. A banda possui um nível maior de energia quando é constituída majoritariamente por elétrons da camada s de valência, por pertencer a elementos alcalinos, possuindo pouco potencial de ionização. Os elétrons dessa banda encontram-se deslocalizados caracterizando sua condução. A banda d corresponde a faixa de energia onde se encontram os estados devidos às interações dos orbitais d. Próximos a esses conceitos há a densidade de estados, que é a quantidade de estados em uma estreita faixa de energia.
O estado de mais alta energia é chamado de energia de Fermi, que está relacionada com a função do trabalho de metal, que pode ser comparada com o potencial de ionização do mesmo. Essa energia é tomada como referencia fazendo-a igual a zero. Valores negativos para a função referem-se a estados ocupados e positivos a desocupados. A diferença entre a banda de valência, próxima ao nível de Fermi, e a banda desocupada é chamada de lacuna energética. Sendo ela relacionada com as propriedades metálicas, como condução, por exemplo. Quando o nível de Fermi possui uma grande densidade de estados os elétrons tendem a ficar desemparelhados e o metal passa a ter características paramagnéticas.
Dada a grande dimensão de um sistema metálico utiliza-se o método funcional da densidade para trata-lo. Esse método a densidade eletrônica é a variável básica, ao invés da função de onda que é muito complexa. Por isso a energia total do sistema passa a ser uma função da densidade eletrônica. Porém não se apresenta tão exato. 
Considerações Finais
Apesarde macroscopicamente, majoritariamente, não notarmos as alterações elementares, elas estão em constante cinética, movimento, gerando as alterações eletrônicas e ligações químicas. Os átomos procuram ligar-se para alcançar uma maior estabilidade, sendo que a energia do sistema final, molécula, seja menor que a dos átomos, garantindo a ligação e a estabilidade molecular. Porém mesmo sistemas estáveis, estão em constantes mudanças, que muitas vezes não percebemos, pois o que vemos é uma mescla de todas as alterações.
As ligações vistas no artigo são as interações mais estáveis conhecidas, sendo elas ligações de caráter iônico, covalente e metálico são mais estáveis, e não costumam mudar naturalmente em um curto período. Cada uma delas com suas particularidades, ocorrendo de formas diferentes e criando arranjos e propriedades, também, diferenciados, como foi abordado no trabalho
Referências 
DUARTE, H. A. Ligações Químicas: Ligação Iônica, Covalente e Metálica. Cadernos temáticos de química nova na escola. Nº4, pg 14, 23. Maio 2001
UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA MARIA, Estrutura de apresentação de monografias, dissertações e teses (MDT), 8º ed. (2012)