Ligação quimica

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I.INTRODUÇÃO
Neste presente trabalho irei abordar acerca da ligacao quimica, no que conserne ao tema já referido e de salientar que se os atomos de um mesmo elemento ou de elementos diferentes não tiverem a capacidade de se combinar ums com os outros, certamente não encontrariamos na natureza uma grande variedade de subustancia, há diferentes maneiras pelas quais os atomos podem se combinar, como poe exemplo mediante ao ganho ou perda de eletroes, ou pelo compartilhamento de eletroes de nivel de valencia. (USBERCO,2002)
1.1.Objectivos 
1.1.1.Gerais 
Conhecer a essencia da ligacao Quimica
1.1.2.Específicos
Descrever os tipos de ligacoes quimicas;
Saber como funciona cada tipo de ligacao quimica.
II. REVISÃO BIBLIOGRAFICA 
2.1.Ligações químicas
As substâncias, simples ou compostas, formam-se pelas uniões entre os átomos, iguais ou diferentes, através de ligações químicas. 
Praticamente, tudo o que vemos é formado pela ligação dos átomos: os metais, a água, a madeira etc. Raros são aqueles que não se ligam. Só átomos muito estáveis, que não necessitam de ligação e se mantêm isolados. São os gases nobres. Todos eles, à exceção do Hélio è 2He possuem todos os elétrons (e) em sua última camada.
Os átomos dos elementos se ligam exatamente para adquirir estabilidade, isto é, ter distribuição eletrônica semelhante à dos gases nobres, 8 elétrons na última camada. (FELTRE, 2008) 
2.1.1.Regra de octeto ou teoria da configuração estável
Somente os átomos ou íons com oito elétrons no ultimo nível são estáveis.
Os átomos dos gases nobres são os únicos naturalmente estáveis; por isso, ocorrem isolados na atmosfera. Os demais por serem instáveis, procuram se unir entre si a fim de adquirir oito elétrons no ultimo nível. Isso é conseguido através da perda ou ganho do compartilhamento de elétrons entre os átomos, dependendo do tipo de ligação que estabelecem. (FELTRE, 2008) 
2.2.Ligação iônica 
É formada pela atração entre íons de cargas opostas, ou seja, é o tipo de ligação que ocorre entre metal e não-metal. Sendo eletropositivo, o metal cede elétrons ao não-metal, que é eletronegativo; disso resulta íon positivo (cátion) e íon negativo (anion), com configurações estáveis (oito elétrons no ultimo nível). Em seguida, os dois se atraem eletricamente, formando um composto chamado iônico. Característica das substancias iônicas:
A temperatura ambiente é sólida, devido à intensa força de atração entre os íons que formam o reticulo cristalino;
No estado sólido, não conduzem corrente elétrica;
No estado liquido, conduz corrente elétrica, pois os íons apresentam mobilidade;
Quando dissolvidos em água, devido à separação entre os íons, conduz corrente elétrica;
Apresentam alto ponto de fusão e ebulição, pois na ligação iônica a força de atração entre cátion e anion e muito intensa, sendo necessária grande quantidade de energia (calor) para separá-los. (FELTRE, 2008) 
Notação de Lewis, os elétrons que participam das ligações químicas são somente aquelas que pertencem o nível mais externo do átomo. Por isso, para estudar as ligações químicas, Lewis propôs que se representassem os átomos através de seu símbolo rodeado pelos elétrons da camada mais externa. A tabela abaixo apresenta os grupos e suas respectivas valências;
	Grupo
	configuração
	evalência
	1A
	ns1
	1
	2A
	ns2
	2
	3A
	ns2np1
	3
	4A
	ns2np2
	4
	5A
	ns2np3
	5
	6A
	ns2np4
	6
	7A
	ns2np5
	7
O exemplo representativo de uma ligacao ionica e a formacao do sal da cozinha (clorecto de sodio) apartir de atomos de sodio (Na) e de cloro (Cl).
Atomos de sodio (Na) não estavel pela teoria de octeto, pois apresenta sete eletroes na camada de valencia sua estabilidade eletronica sera atingida pela perda de um eletrao, originando o ion Na-. exemplo:
 Na+ +Cl  –  → Nacl  
2.3.Determinação das fórmulas dos compostos iónicos
A fórmula correta de um composto iónico e aquela que mostra a mínima proporção entre os átomos que se ligam, de modo que se forme eletricamente neutro. Para que isso ocorra, e necessário que o numero de eletrões cedidos pelo átomo de um elemento seja iguala ao numero de eletrões recebidos pelo átomo do outro elemento.
A uma maneira pratica, por tanto rápido de determinar a quantidade necessária de cada iao para escrever a fórmula iónica correta. Após a formação dos íons (Na+ e Cl–) eletronicamente estáveis, ocorre uma inte-ração eletrostática (cargas com sinal contrário se atraem) (FELTRE, 2008)
(fonte imagem: Google)
Outra fórmula usada para representar as substâncias iônicas é a Formula de Lewis ou a formula eletronica , que representa os elétrons da camada de valência dos íons “bolinhas” ao redor do símbolo do elemento. No caso do sal, temos:
 
2.4.1.Ligação covalente
Esse tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos tendem a receber eletrões como e possível que todos os átomos recebam eletrões sem ceder nenhum, eles compartilham seus eletrões formando par eletrónicos. Cada par eletrónico e constituído por eletrão cada átomo pertencem simultaneamente aos dois átomos. Como não ocorre ganho nem perda de eletrões, formam-se estruturas eletricamente neutras, de grandeza limitada denominadas moléculas. Por esse motivo essa ligação também e denominada molecular. (FELTRE, 2008) 
Ex.  H (Z = 1)   K = 1
H  –  H    →   H2
O traço representa o par de eletrões compartilhados. Nessa situação, tudo se passa como se cada átomo tivesse 2 eletrões   em sua eletrosserra. Os eletrões pertencem ao mesmo tempo, aos dois átomos, ou seja, os dois átomos compartilham os 2 eletrões. A menor porção de uma substância resultante de ligação covalente é chamada de molécula. Então o H2 é uma molécula ou um composto molecular. Um composto é considerado composto molecular ou molécula quando possui apenas ligações covalentes. (USBERCO, 2002)
A ligação covalente pode ser representada ainda por duas outras fórmulas:
2.4.2.Fórmula Eletrônica ou Fórmula de Lewis
Nessa fórmula aparecem também os eletrões da camada de valência de cada átomo e a formação de pares eletrônicos. Esses eletrões são simbolizados pelos sinais . Ou x.
 H 		0	H
 agua gás carbónico 
2.4.3.Fórmula Estrutural Plana ou Fórmula Estrutural de Couper
mostra as ligações dos elementos, sendo que cada par compartilhado corresponde a um traço. Se for apenas um traço chamamos de ligação simples; se forem dois, ligação dupla; e se forem três traços, ligação tripla. (FELTRE, 2008) 
Observe outros exemplos de ligações covalentes, sendo representadas por essas três fórmulas químicas:
 H — O —H 	O = C = O 
	agua 	gas carbonico
2.5.Ligação covalente dativa ou coordenativa
Também conhecida como ligação semi-polar, ligação covalente coordenada, ou simplesmente como ligação dativa ou coordenada, é descrita como uma ligação covalente entre dois átomos, na qual os dois eletrões  compartilhados provêm do mesmo átomo. A distinção para uma mera ligação covalente é artificial, embora seja comumente encontrada em livros-texto. Uma vez que a ligação dativa seja formada, sua força e demais características não têm diferença das de outras ligações covalentes polares. (FELTRE, 2008) 
Ligações dativas ocorrem quando um ácido de Lewis  (um receptor de eletrões)  recebe um par de elétron de uma base de Lewis  (um doador de eletrões), para formar um adubo. O processo formativo da ligação dativa é chamado de coordenação. O átomo (ou molécula) doador de eletrões adquire carga formal positiva, enquanto o átomo (ou molécula) receptor adquirem carga formal negativa. Na realidade, ligações covalentes dativas são apenas explicações didáticas para uma melhor visão da estrutura da molécula ou do íon. Existem apenas ligações covalente. comuns.
Além do oxigénio, outra espécie química, o catiãoH+, comumente se associa a outros elementos através de ligações dativas. O catião H+ forma-se quando o átomo de hidrogenio em condições especiais perde um único eletrão. (FELTRE, 2008) 
2.6.A ligação metálica
Ligação metálica e ligação que matem os átomos metálicos unidos.
 A consideração de que a corrente eléctrica é um fluxo de electrões levou à criação da chamada teoria da nuvem electrónica (ou teoria do mar de electrões).
Em geral, os átomos dos metais têm apenas 1, 2 ou 3 electrões na última camada electrónica. Desse modo, os átomos que perdem electrões transformam-se em catiões, os quais podem, logo depois, receber electrões e voltar à forma de átomo neutro, e assim sucessivamente.
Concluindo, podemos dizer que, segundo essa teoria, o metal seria um aglomerado de átomos neutros e catiões, mergulhados em uma nuvem (ou “mar”) de electrões livres (costuma-se também dizer que esses electrões estão deslocalizados). Assim, a “nuvem” de electrões funcionaria como uma ligação metálica, mantendo os átomos unidos. (FELTRE, 2008) 
 
 O modelo do “mar de electrões”
 ( Fonte de imagem: Google)
Sendo assim, uma vez que os metais são bons condutores de corrente eléctrica, é de se esperar que eles possuam electrões livres em sua estrutura para se movimentar. Essa é uma das evidências que conduziram à elaboração do modelo da ligação química existente nos metais.
Como visto anteriormente (em ligações iónicas), os metais não exercem uma atracão muito alta sobre os electrões da sua última camada (têm grande tendência a perder electrões da última camada e transformar-se em catiões) e, por isso, possuem alta tendência de perder electrões (esses electrões, entretanto, são simultaneamente atraídos por outros iões, que então o perdem novamente e assim por diante. Por isso, apesar de predominarem iões positivos e electrões livres, diz-se que os átomos de um metal são electricamente neutros). Dessa forma, um metal sólido é constituído por átomos metálicos (catiões) em posições ordenadas com seus electrões de valência livres para se movimentar por todo o metal. Assim, temos um “amontoado” organizado de íons metálicos positivos mergulhados em um “mar de electrões” livres. Este é o chamado modelo do mar de electrões (ou modelo do gás electrónico) que explica, por exemplo, a condutividade eléctrica, a maleabilidade, a ductilidade e outras propriedades dos metais. (FELTRE, 2008) 
NB: Pode disser se que a regra do octeto não explica a ligação metálica
2.6.1.Propriedades dos metais
Em virtude de sua estrutura e do tipo de ligação, os metais apresentam uma série de propriedades características que, em geral, têm muitas aplicações práticas em nosso dia-a-dia. Listamos abaixo aquelas que podemos citar como principais propriedades dos metais. (FELTRE, 2008) 
• Brilho metálico: os metais, quando polidos, reflectem a luz como se fossem espelhos, o que permite o seu uso em decoração de edifícios, lojas etc. (USBERCO,2002) 
• Condutividades térmicas e eléctricas elevadas: os metais, em geral, são bons condutores de calor e electricidade. Isso é devido aos electrões livres que existem na ligação metálica, como foi explicado no item anterior, e que permitem um trânsito rápido de calor e electricidade através do metal. (FELTRE, 2008)
A condução do calor é importante, por exemplo, no aquecimento de panelas domésticas e caldeiras industriais; a condução da electricidade é fundamental nos fios eléctricos usados nas residências, escritórios e indústrias.
• Densidade elevada: os metais são, em geral, densos. Isso resulta das estruturas compactas, explicadas na página anterior, e está também de acordo com a variação das densidades absolutas.
• Pontos de fusão e de ebulição elevados: os metais, em geral, fundem e fervem em temperaturas elevadas, no estudo das propriedades periódicas, Isso acontece porque a ligação metálica é muito forte, e “segura” os átomos unidos com muita intensidade. Note que isso é muito importante na construção de caldeiras, tachos, reactores industriais etc., em que ocorrem aquecimentos intensos. (CHANG, 1994) 
• Resistência atracção: os metais resistem bastante às forças que, quando aplicadas, tendem a alongar uma barra ou fio metálico. Essa propriedade é também uma consequência da “força” com que a ligação metálica mantém os átomos unidos. Uma aplicação importante da resistência atracão é a aplicação dos metais em cabos de elevadores ou de veículos suspensos, outra aplicação é a colocação de vergalhões de aço dentro de uma estrutura de concreto para torná-la mais resistente é o chamado concreto armado, de largo uso na construção de pontes, edifícios etc.
• Maleabilidade: é a propriedade que os metais apresentam de se deixarem reduzir a chapas e lâminas bastante finas, o que se consegue martelando o metal aquecido ou, então, passando o metal aquecido entre cilindros laminadores, que o vão achatando progressivamente, originando, assim, a chapa metálica (essa mesma técnica é usada nos cilindros que “abrem” massa de macarrão, pastel etc.). Isso é possível porque os átomos dos metais podem “escorregar” uns sobre os outros. Essa é uma das propriedades mais importantes dos metais, se considerarmos que as chapas metálicas são muito usadas na produção de veículos, trens, navios, aviões, geladeiras etc. O ouro é o metal mais maleável que se conhece; dele são obtidas lâminas com espessura da ordem de 0,0001 mm, usadas na decoração de imagens, estatuetas, bandejas etc.
• Ductilidade: é a propriedade que os metais apresentam de se deixarem transformar em fios, o que se consegue “puxando” o metal aquecido através de furos cada vez menores. A explicação para isso é semelhante à da maleabilidade. Os fios produzidos, de maior ou menor diâmetro, são muito usados nas construções, em concreto armado ou como fios eléctricos e arames de vários tipos. O ouro é também o metal mais dúctil que se conhece; com 1 grama de ouro é possível obter um fio finíssimo com cerca de 2 km de comprimento. (CHANG, 1994) 
2.6.2.Ligas metálicas
Ligas metálicas são misturas sólidas de dois ou mais elementos, sendo que a totalidade (ou pelo menos a maior parte) dos átomos presentes é de elementos metálicos.
Apesar da grande variedade de metais existentes, a maioria não é empregada em estado puro, mas em ligas com propriedades alteradas em relação ao material inicial, o que visa, entre outras coisas, a reduzir os custos de produção. (CHANG, 1994) 
As indústrias automobilísticas, aeronáuticas, navais, bélicas e de construção civil são as principais responsáveis pelo consumo de metal em grande escala. São também representativos os sectores de electrónica e comunicações, cujo consumo de metal, apesar de quantitativamente inferior, tem importância capital para a economia contemporânea. Ligas metálicas são materiais de propriedade semelhantes às dos metais e que contêm pelo menos um metal em sua composição. Há ligas formadas somente de metais e outras formadas de metais não-metais (carbono, fósforo, boro, silício, arsénio, antimónio) É interessante constatar que as ligas possuem propriedades diferentes dos elementos que as originam. Algumas propriedades são tais como diminuição ou aumento do ponto de fusão, aumento da dureza, aumento da resistência mecânica. (USBERCO,2002) 
2.6.3.Ligas metálicas mais comuns no cotidiano
Aço - constituído por Fe e C;
Aço inoxidável - constituído por Fe, C, Cr e Ni;
Ouro 18 quilates – constituído por ouro e cobre;
·Amálgama dental (utilizada em obturação) - constituída por Hg , Ag e Sn
Latão (utilizado em armas e torneiras) - constituído por Cu e Zn;
Bronze (utilizado em sinos) – constituído por Cu e Sn;
Liga leve” (utilizada em rodas) – constituída por Al e Mg;
Metal monel” (utilizado em moedas) – constituído por Ni e Cu;
2.6.4.Forcas (ou ligações) intermoleculares
As forças atractivas entre moléculas são designadas por forças intermoleculares. Estas forças são responsáveis pela existênciade estados condensados da matéria, líquidos e sólidos, e condicionam em grande parte as suas propriedades.
Em todo este processo apenas ocorrem transformações físicas, pois a identidade das moléculas não foi alterada, isto é, não foram quebradas ligações químicas intermoleculares, os tipos de ligações quebradas foram ligações intermoleculares, existentes entre as moléculas.
Forcas intermoleculares são forca de coesão que existem entre moléculas com ligação covalentes e distinguem se três tipos: 
Forças (ou ligações) dipolo - dipolo ou dipolo permanente – dipolo permanente. 
Forças (ou ligações) de Van derem Waals (ou de London) ou dipolo induzido - dipolo instantâneo.
Ligações (pontos) de hidrogénio.
Forças (ou ligações) dipolo - dipolo ou dipolo permanente – dipolo permanente os dipolos atraem-se pelos pólos opostos (positivo - negativo), e que a parte positiva de uma molécula atrai a parte negativa da molécula vizinha, assim sucessivamente. Essa forca de coesão recebem o nome de forcas dipolo - dipolo Atracão ocorrem entre moléculas polares.
Exemplo: uma molécula com negativas e positivas HCl. (CHANG, 1994) 
 (fonte de imagem: Google)
2.6.5.Forças (ou ligações) de Van derem Waals (ou de London) ou dipolo induzido - dipolo instantâneo
Forças (ou ligações) de Van derem Waals (ou de London) ou dipolo induzido - dipolo instantâneo é um atracão que ocorre entre moléculas apolares, que quando se aproximam umas das outras, causam uma repulsão entre suas nuvens electrónicas, que então se deformam, induzindo a formação de dipolos. Essa força é mais fraca que a do tipo dipolo permanente - dipolo permanente. Logo, as substâncias que apresentam esse tipo de ligação apresentam menor ponto de fusão e ebulição. Quanto maior for o tamanho da molécula, mais facilmente seus electrões podem se deslocar pela estrutura. Maior é então, a facilidade de distorção das nuvens electrónicas, e mais forte são as forças de dispersão de London. Isso faz com que a substância tenha maior ponto de ebulição. (CHANG, 1994)
Dipolo instantâneo - dipolo induzido ou dipolo induzido - dipolo induzido ou forças de London: ocorre em moléculas apolares.
Ex: CO2, O2, CH4, I2, SO3, etc. (USBERCO,2002) 
2.6.6.Ligações (ou pontos) de hidrogénio
Ligações (ou pontos) de hidrogénio são um caso especial da atracão entre dipolos permanentes. As ligações de hidrogénio são atracões intermoleculares anormalmente intensos e ocorrem entre moléculas que apresentam ligações entre hidrogénio e átomos muito electronegativos (F, O, N). Devido às pequenas dimensões de H, F, O e N e devido também à grande diferença de eletronegatividade, nas ligações destes elementos com o hidrogénio, ocorrem pólos intensos em volumes muito pequenos.
Um caso extremo de atracão dipolo - dipolo ocorre quando temos o hidrogénio ligado a átomos pequenos e fortemente eletronegativo, especialmente o flúor, o oxigénio e o nitrogénio. A forte atracão que se estabelece entre o hidrogénio e esses elementos chama-se ligação de hidrogénio, e existe fundamentalmente em substâncias nos estados sólidos e líquido.
Outra consequência importante das ligações de hidrogénio existentes na água é sua alta tensão superficial. As moléculas que estão no interior do líquido atraem e são atraídas por todas as moléculas vizinhas, de tal modo que essas,Forças se equilibram. Já as moléculas da superfície só são atraídas pelas moléculas “de baixo” e “dos lados”. Consequentemente, essas moléculas se atraem mais fortemente e criam uma película. (USBERCO,2002)
III.CONCLUSÃO 
Chegando ao fim desse trabalho, deu para conhecer aquilo que a essencia da ligacao quimica os tipos de ligacao que predominam, tambem deu pra perceber varios aspectos acerca da teoria de octeto e muito mais que foi abordado ao longo do tema, tambem e importante salientar que a iniciativa do Docente no que convem aos trabalhos semais e muito posetiva, porque capacita o estudante duma forma posetivo a ter nocao de como fazer um trabalho de investigacao cientica.
IV.BIBLIOGRAFIA
CHANG, R. Química. 5ª edição, são Paulo, editora Mcgraw-Hill, 1994
FELTRE, R. Química 7ª edição, são Paulo, moderna, 2008
De Boni, Luís Alcides Brandini, introdução clássica Química geral, 1979
Goldani, Eduardo, Porto Alegre, ed. Tchê Química Geral cons. Educ. LTDA, 2007 
USBERCO, João. SALVADOR, Edgard. Química volume único, 5 ed. São Paulo. Saraiva 2002