11 - ENEM - Química - Ligações Químicas - Prime Cursos

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26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
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ESTUDANDO: ENEM - QUÍMICA
11. LIGAÇÕES QUÍMICAS
 
Materiais gerados por diferentes tipos de ligação (quartzo e aço)
Olhe ao seu redor e tente identificar os objetos que estão ao seu alcance. Você sabe dizer de que material eles são
feitos? Talvez plástico, metal  e madeira  sejam as  substâncias mais  comuns e  fáceis  de  identificar. O  fato  é que
estamos cercados de matéria, de diversos tipos diferentes. Cada tipo de matéria é chamado de “substância” e mais
recentemente  a  expressão  “material”  está  cada  vez  mais  sendo  utilizada  para  especificar  um  tipo  especial  de
matéria com aplicações tecnológicas e industriais.
Por  exemplo,  já  existe  uma  profissão  chamada  “engenheiro  de  materiais”  e  à  priori  este  profissional  deve  ser
responsável pela pesquisa de novas substâncias e de novos usos industriais para os materiais já conhecidos. Para
tanto ele precisa de sólida formação em química e física, além das competências habituais das engenharias.
A chave para compreender esta “ciência” se encontra no que chamamos de interações químicas. De fato existe um
número limitado de elementos químicos, mas eles podem se combinar de infinitas formas. O mesmo átomo de ferro
que  agora  se  encontra  ligado  ao  carbono  numa  chapa  de  aço,  amanhã  pode  estar  na  ferrugem  que  recobre  a
própria chapa, só que agora ligado ao oxigênio.
Compreender como e porque as ligações químicas acontecem pode nos ajudar a explorar com alguma segurança o
universo  dos  materiais,  nos  permitindo  estabelecer  uma  correlação  satisfatória  entre  propriedades  periódicas,
interações químicas e propriedades das substâncias.
Porque Ocorrem as Ligações Químicas?
Como já comentamos anteriormente, o universo pode ser dividido em matéria e energia. Até aqui já discutimos um
pouco  sobre  ambos,  mas  nos  falta  ainda  estabelecer  uma  ligação  entre  estas  entidades.  Parece  razoável
considerar que a energia é tudo que apresenta capacidade de modificar a matéria, por exemplo, o seu corpo gasta
energia para digerir os alimentos bem como a energia acumulada numa pilha pode fazer um carrinho de controle
remoto se mover.
A mesma  energia  é  capaz  de  fazer  os  elétrons  de  um  átomo  se moverem  entre  a  camadas  da  eletrosfera  ou
mesmo para fora e para dentro do próprio átomo como vimos em relação às propriedades periódicas (Energia de
Ionização e Afinidade Eletrônica).
Outra coisa que podemos afirmar com segurança é que quanto maior a energia acumulada em um corpo maior a
probabilidade que este tem de se modificar, se envolver em algum processo. Por exemplo, quando as pilhas de um
brinquedo se acabam este costuma perder os movimentos e conseqüentemente a sua utilidade para a as crianças.
Trocando em miúdos, muita energia impulsiona o sistema a se transformar, por exemplo, fornecemos calor a uma
panela para cozinhar os alimentos. Por outro  lado isto significa que a falta de energia paralisa estes sistemas, ou
melhor, uma quantidade reduzida de energia, seja ela de que tipo for, faz com que os corpos fiquem mais estáveis.
Nesta  linha de  raciocínio concluímos que, na maioria das ocasiões, os átomos  isolados possuem um excesso de
energia que precisa ser liberada para que eles fiquem mais estáveis, ou mais “tranqüilos, por assim dizer, e a forma
com que esta energia se dissipa é através do estabelecimento de uma ligação química.
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Forças de atração e repulsão da molécula de H2
A  ligação  só  deve  ocorrer  obviamente  quando  os  átomos  se  encontrarem,  o  que  no  mundo  microscópico
obrigatoriamente  significa  colisão. Ao  se aproximarem a uma determinada  velocidade os átomos devem sentir  a
repulsão entre suas eletrosferas negativas  (iguais se  repelem), no entanto esta  repulsão não deve ser suficiente
para  evitar  o  choque.  É  natural  que  as  eletrosferas  sejam  as  primeiras  a  sentirem  o  impacto,  justamente  por
estarem na região mais externa dos átomos, isto, todavia não impede que os núcleos se aproximem, considerando
que os elétrons possuem pouca massa (praticamente desprezível com a relação à massa total do átomo) e estão
dispostos em uma região imensa (quase todo o volume do átomo é ocupado pela eletrosfera). A baixa densidade
desta região faz com que o núcleo de um átomo se superponha à eletrosfera do outro,  iniciando um processo de
atração que logo será acompanhado por outro tipo de repulsão.
Esta outra repulsão ocorre porque os átomos se aproximam além da conta (em alta velocidade não é possível parar
imediatamente, é como um carro se dirigindo em alta velocidade contra outro) e os núcleos  (de carga positiva e
extremamente densos) passam a se repelir com muita intensidade.
Obviamente  que  só  permanecerão  ligados  os  átomos  que    conseguirem  estabelecer  um  equilíbrio  entre  estes
processos  (repulsão  e  atração),  alcançando  uma distância  internuclear  que  permita  que  a  força  de  atração  seja
superior às forças de repulsão presentes. Esta distância é o que chamamos de comprimento de ligação e varia de
acordo com o tipo e com a força da interação. A energia liberada durante o choque deve ser a mesma necessária
para separar os átomos novamente sendo esta chamada de energia de ligação.
Desde  já  podemos  imaginar  que  alguns  átomos  já  são  estáveis  o  suficiente  para  existirem  isolados  por  tempo
indeterminado. Os gases nobres podem ser a chave para decifrarmos os segredos das ligações químicas.
A Estrutura dos Gases Nobres e a Regra do Octeto
No  início deste  capítulo  comentamos sobre o que  faria um átomo estabelecer uma  ligação química. No entanto,
sabendo  que  todos  os  elementos  químicos  fazem  ligações  com  exceção  dos  gases  nobres  de modo  que  seria
razoável discutir o que  impede estes elementos de efetivar  tais  interações. Esta  inversão de  raciocínio pode nos
levar  com  facilidade a  estabelecer  regras  que nos  permitam prever  o  comportamento  de  alguns  elementos  num
processo químico.
Se  observarmos  com  cuidado  a  estrutura  eletrônica  dos  gases  da  família  18  da  tabela  periódica,  poderemos
observar um padrão, todos, com exceção do hélio (He), tem oito elétrons na camada de valência.
Esta  primeira  resposta  norteou  uma  regra  muito  útil,  apesar  de  carecer  de  fundamentação  teórica  mais
aprofundada, conhecida como regra do octeto. A  idéia é simples, e apesar de  falhar em alguns casos se mostra
extremamente útil em outros tantos. Basicamente os átomos devem ganhar e perder elétrons até que possuam oito
elétrons na camada de valência, assim elementos como sódio, com apenas um elétron de valência, prefere perder
este a disputar outros sete. Com um elétron a menos ele vira um cátion (íon de carga positiva) monovalente (carga
elétrica  +1)  e  pode  ser  atraído  por  qualquer  ânion  (íon  de  carga  negativa)  formando  uma  ligação  muito  forte
chamada  de  ligação  iônica  por motivos  óbvios.  Esta  regra,  no  entanto,  não  explica  como  o  boro  (B)  pode  ficar
satisfeito com apenas seis elétrons de valência, ou porque o enxofre (S) pode precisar de até doze elétrons para se
estabilizar.  É  claro  que  nós  precisamos  nos  voltar  novamente  aos  gases  nobres  em  busca  de  repostas  mais
precisas.
Com  um  pouco mais  de  cuidado  podemos  perceber  que  os  oito  elétrons  dos  gases  nobres  estão  preenchendo
completamente  os  subníveis  s  e  p  da  camada mais  externa. Colocar mais  um elétron  na eletrosfera  de  um gás
nobre  o  forçaria  a  posicioná­lo  numa  camada  vazia,  mais  externa  que  a  atual.  Como  a  carga  do  núcleo
permaneceria a mesma, a atração por este elétron seriaextremamente fraca resultando em uma pequena energia
de Afinidade Eletrônica. Em outras palavras por  ter os subníveis  “s” e  “p”  completos na camada de valência, os
gases nobres não conseguem receber em condições triviais novos elétrons e também têm dificuldade de perder os
que  já possuem devido à alta atração que o núcleo exerce sobre estes (como visto em propriedades periódicas).
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Em resumo os gases nobres não fazem ligações químicas porque não estão inclinados nem a perder (alta energia
de  ionização) nem a ganhar novos elétrons (baixa afinidade eletrônica), ou seja, eles possuem uma configuração
eletrônica suficientemente estável para permanecerem por tempo indeterminado exatamente como estão, isolados.
Esta linha de raciocínio se aplica inclusive ao He, que tem apenas dois elétrons preenchendo o subnível “s” da sua
primeira e única camada. Se lembrarmos que no primeiro nível de energia (camada) só pode existir o subnível “s”
as conclusões serão as mesmas e poderemos reescrever a regra do octeto: “os átomos fazem ligações químicas
até que alcancem a configuração eletrônica estável de um gás nobre”.
Representação de Lewis
Os elétrons envolvidos em ligações químicas são os elétrons de valência, os localizados no nível  incompleto mais
externo de um átomo. O químico americano G. N. Lewis (1875­1946) sugeriu uma maneira simples de mostrar os
elétrons de Valência dos átomos e seguir o rastro deles durante a formação da ligação, usando o que conhecemos
como símbolos de pontos de elétrons ou simplesmente símbolos de Lewis. O Símbolo de Lewis para um elemento
consiste do símbolo químico do elemento mais um ponto para cada elétron de valência. O enxofre, por exemplo,
tem a configuração eletrônica [Ne]3s2 3p4; logo, seu símbolo de Lewis mostra seis elétrons de valência:
Os pontos são colocados nos quatro lados do símbolo atômico: acima, abaixo e dos lados esquerdo e direito. Cada
lado pode acomodar até dois elétrons. Todos os lados do símbolo são equivalentes; a colocação de dois elétrons
em um lado e um elétron do outro é arbitrária.
As  configurações  eletrônicas  e  os  símbolos  de  Lewis  para  os  elementos  representativos  do  segundo  e  terceiro
períodos da tabela periódica estão mostrados na figura a seguir.
Observe que o número de elétrons de valência de qualquer elemento é o mesmo do numero do grupo do elemento
na  tabela  periódica.  Por  exemplo,  os  símbolos  químicos  para  o  oxigênio  e  o  enxofre,  membros  do  grupo  6A,
mostram seis pontos cada um.
Propriedades Periódicas e Ligações Químicas
Já  observamos  que  determinados  grupos  de  elementos  apresentam  propriedades  periódicas  semelhantes,  por
exemplo, alguns manifestam uma tendência a doar elétrons outros, por outro lado, apresentam certa facilidade em
acomodar elétrons extras na sua eletrosfera.
Da mesma forma que acontece com as propriedades periódicas (na verdade por causa delas) grupos diferentes de
elementos químicos tendem a interagir quimicamente de forma diferente, por exemplo, não é comum que um metal
faça ligação covalente, da mesma forma um não metal dificilmente formará compostos ligados por ligação metálica.
Como  já  informamos  isto é uma conseqüência  imediata do comportamento periódico das propriedades químicas.
Duas  destas  propriedades  são  de  fundamental  importância  para  compreendermos este  fenômeno,  a Energia  de
Ionização  (EI)  e  a  Afinidade  Eletrônica  (AE).  Elementos  que  possuem  baixa  EI  cedem  elétrons  com  facilidade.
Estes são  invariavelmente metais e estão  localizados do  lado esquerdo da  tabela periódica.  Já os elementos do
lado  oposto,  chamados  de  não­metais  apresentam  alta  AE  (com  exceção  dos  G.N.)  e  conseqüentemente  tem
tendência a ganhar elétrons. Combinando estas propriedades podemos prever que quando um metal interage com
um não­metal é quase  inevitável que o segundo  tome o elétron de valência do primeiro de modo que  resultarão
deste encontro dois íons de cargas opostas. Como cargas elétricas de sinais opostos se atraem mutuamente é de
se  esperar  que  estes  íons  se  liguem  por  pura  atração  eletrostática  dando  origem  a  um  composto  iônico,  assim
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chamado por razões evidentes.
Todavia  dois  não­metais  não  vão  chegar  tão  facilmente  a  um  acordo  quanto  à  posse  do  elétron  de  valência  e,
graças à forte atração que o núcleo destes elementos exerce sobre os elétrons mais externos, vão compartilhar os
mesmos numa  região  intermediária  internuclear  (ou entre os núcleos).  Já entre os metais ocorre o oposto. Num
pedaço de ferro, por exemplo, encontram­se vários átomos com baixa EI e igualmente baixa AE. Isto significa que
eles pretendem se livrar dos elétrons e não aumentar o número de partículas negativas presas às camadas mais
externas da eletrosfera.
Como  não  existem  átomos  capazes  de  receber  estes  elétrons  eles  acabam  soltos  no meio  de  cátions  de  Ferro
(Consideramos cátions de ferro porque os átomos liberaram os seus elétrons adquirindo carga negativa). Como a
nuvem eletrônica tem carga negativa os cátions ficam presos a ela, mas não compartilham individualmente nenhum
elétron, considera­se que os elétrons formam uma grande nuvem deslocalizada. Esta é a base da ligação metálica.
Em resumo podemos contar três tipos de ligação entre os átomos: iônica, covalente e metálica. Cada uma delas é
conseqüência de uma combinação de propriedades periódicas, ou seja, um metal combinado com um não metal
(baixa EI e alta AE) resulta numa ligação iônica, Dois ametais (altas EI e AE) vão originar uma ligação covalente e
quando átomos metálicos se combinam (baixas EI e AE) o resultado é uma ligação metálica.
A Ligação Iônica
A razão pela qual os átomos ficam estáveis numa ligação iônica é a atração entre os íons de cargas opostas. Esta
atração provoca uma grande liberação de energia (energia potencial) e mantém os contra­íons fortemente unidos
em um arranjo regular chamado rede ou retículo cristalino.
Representação da formação de uma ligação iônica
Estrutura cristalina do cloreto de sódio.
A quantidade relacionada à formação e estabilização de um cristal iônico é chamada de energia reticular ou energia
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de rede, esta pode ser definida como “a energia necessária para separar um mol de um composto iônico sólido e
transformá­lo em íons gasosos”.
Energias reticulares para sais do tipo MX
Esta forte ligação faz com que os compostos iônicos sejam duros, mas quebradiços. Isto quer dizer, eles são difíceis
de serem riscados, mas se quebram com certa facilidade quando submetidos a uma pressão pontual. São sólidos
isolantes,  mas  conduzem  eletricidade  se  forem  fundidos  ou  dissolvidos  em  água.  Por  falar  nisto  muitos  destes
compostos são solúveis em água, mas não todos. Como você deve imaginar isto tem haver com a energia reticular,
algumas ligações são tão fortes que nem a forte polaridade da água consegue separar.
Estrutura cristalina do NaCl.
Determinação das Fórmulas dos Compostos Iônicos: A fórmula correta de um composto iônico é aquela que mostra
a mínima proporção entre os átomos que se ligam, de modo que se forme um sistema eletricamente neutro. Para
que  isso  ocorra,  é  necessário  que  o  número  de  elétrons  cedidos  pelos  átomos  de  um  elemento  seja  igual  ao
número  de  elétrons  recebidos  pelos  átomos  do  outro  elemento.  Há  uma  maneira  prática,  portanto  rápida,  de
determinar a quantidade necessária de cada íon para escrever a fórmula iônica correta:Maneira prática de determinar fórmulas iônicas
A Ligação Covalente
Uma  ligação  covalente  é  caracterizada  pelo  compartilhamento  de  um  par  de  elétrons  entre  dois  átomos,  estes
elétrons  devem  estar  desemparelhados,  isto  é,  devem  estar  sozinhos  no  seu  orbital  atômico  garantindo  assim
“espaço”  suficiente para o  companheiro  com o qual  vai  se emparelhar  para manter  os núcleos dos dois  átomos
atraídos e conseqüentemente ligados. Este conceito foi  introduzido por G. N. Lewis em 1916 e é responsável por
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explicar  a  estabilidade  da  grande  maioria  dos  compostos  conhecidos.  Basicamente  quando  dois  átomos  não­
metálicos  colidem seus elétrons de valência acabam posicionados na  região  internuclear e  são disputados pelos
dois núcleos. Como ambos os elementos apresentam altas EI e AE nenhum dos dois cede o seu elétron de valência
e a atração mútua dos dois núcleos pelos mesmos elétrons mantém os átomos unidos.
Uma característica importante da ligação covalente é que ela é altamente direcional. Ao contrário da ligação iônica
(um  íon  positivo  atrai  todos  os  íons  negativos  que  estiverem  ao  seu  redor)  na  maioria  das  vezes  uma  ligação
covalente ocorre especificamente entre dois átomos. Isto determina uma atribuição exclusiva deste tipo de ligação:
a formação de moléculas.
Representação da formação de uma ligação covalente
Ao  contrário  do  que  se  pensa,  nem  todos  os  compostos  são  formados  por moléculas,  somente  os  gerados  por
ligação covalente. Isto ocorre porque uma molécula é um conjunto finito e bem definido de átomos. Se a ligação for
iônica os contra­íons vão se atraindo indefinidamente formando um aglomerado de cátions e ânions, que é o cristal
iônico.  Com  átomos  unidos  por  covalência  o  número  de  átomos  é  definido  pelo  número  de  ligações  que  cada
partícula elementar é capaz de  fazer, por exemplo, cada átomo de hidrogênio  faz apenas uma  ligação covalente
enquanto os de oxigênio podem fazer duas. O resultado é a molécula de água formada por um átomo de oxigênio
ligado simultaneamente (em extremidades diferentes) a dois átomos de hidrogênio. Num copo d’água existe uma
infinidade destas moléculas unidas por forças de interação que trataremos mais adiante por forças intermoleculares,
ao contrário um pedaço de giz é composto de inúmeros cátions cercados por uma quantidade igualmente incontável
de ânions, sem distinção de uma unidade fundamental, apenas ligação iônica para todos os lados.
O  número  de  ligações  que  um  determinado  elemento  pode  fazer  é  definido  pelo  número  de  elétrons
desemparelhados  que  ele  possui.  Normalmente  é  fácil  de  descobrir  quantas  ligações  um  átomo  pode  fazer
observando  sua  distribuição  eletrônica  na  camada  de  valência  e  distribuindo  estes  últimos  elétrons  nos  seus
respectivos  orbitais  atômicos  (diagrama  orbital).  Alguns  elementos,  no  entanto,  são  capazes  de  desemparelhar
alguns elétrons, num processo chamado hibridização (ver Box) e fazer um maior número de ligações do que seria
possível nas suas condições originais.
  IMPORTANTE
A  hibridização  consiste  na  interação  de  orbitais  atômicos  incompletos  que  se  combinam  (ou  se  misturam),
originando novos orbitais, em igual número. Esses novos orbitais são denominados orbitais híbridos.
Tipos de hibridização do carbono
Este  é  o  caso  do  carbono.  Apesar  de  no  estado  fundamental  este  elemento  possuir  apenas  dois  elétrons
desemparelhados  ele  faz  quatro  ligações  covalentes,  nem  mais  nem  menos,  todo  átomo  de  carbono  faz
obrigatoriamente quatro ligações covalentes. Esta propriedade confere ao carbono características especiais, como
por exemplo, formar sólidos reticulares (um aglomerado de átomos só que ligados por covalência), como é o caso
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do  grafite  e  do  diamante,  e  cadeias  como  os  hidrocarbonetos.  Estas  últimas  serão  mais  bem  estudadas  nos
capítulos que tratam de química orgânica.
  IMPORTANTE
DESENHANDO ESTRUTURAS DE LEWIS
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos;
2. Escreva os símbolos para os átomos a  fim de mostrar quais átomos estão  ligados entre si e una­os com uma
ligação simples (um traço, representando dois elétrons);
3. Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central;
4. Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central;
5. Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto, tente ligações múltiplas.
O resultado deste procedimento pode ser expresso de três formas diferentes, chamadas de fórmulas químicas. 
Fórmula Molecular – é a representação mais simples e  indica apenas quantos átomos de cada elemento químico
formam a molécula.
H2O – água CO2 – gás carbônico
Fórmula Eletrônica – também conhecida como fórmula de Lewis, esse tipo de fórmula mostra, além dos elementos
e do número de átomos envolvidos, os elétrons da camada de valência de cada átomo e a  formação dos pares
eletrônicos.
Fórmula  Estrutural  –  também  conhecida  como  fórmula  estrutural  de  Couper,  ela  mostra  as  ligações  entre  os
elementos, sendo cada par de elétrons entre dois átomos representados por um traço.
 
Ligações Múltiplas
Ocorre quando mais de um par de elétrons é compartilhado entre dois átomos:
⇒ Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
⇒ Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
⇒ Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
Fórmulas estruturais do H2, O2 e N2
Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados
aumenta.
Ligações Coordenadas
Em algumas situações moléculas com pares de elétrons não ligantes, isto é, elétrons que já estavam emparelhados
e  por  isso  não  se  envolveram  em  ligações  covalentes  normais,  podem  doar  estes  pares  para  átomos  que
apresentem orbitais atômicos vazios.
Este tipo de ligação é chamada coordenada, ou coordenativa, e requer que o átomo doador já tenha efetuado todas
as ligações covalentes convencionais possíveis. Antigamente estas ligações eram representadas por setas (e eram
chamadas de  ligações  dativas),  todavia  atualmente  não é  preciso  distinguir  esta  ligação das  demais  (quando  se
escreve  a  fórmula  estrutural)  uma  vez  que  depois  de  finalizada  ela  é  na  prática  indistinguível  de  qualquer  outra
ligação covalente. O exemplo clássico dessa ligação é o dióxido de enxofre (SO2):
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Representação da formação de uma ligação coordenada
Dois exemplos muito comuns de coordenada envolvendo o cátion H+ são a formação dos cátions amônio (NH4+) e
hidroxônio (H3O+).
Geometria Molecular e Polaridade das Moléculas
O estágio mais radical do que chamamos polaridade é a ligação iônica. Isto quer dizer que de um lado existe uma
partícula efetivamente negativa e do outro o seu pólo oposto, ou seja, uma partícula efetivamente negativa.
Nos compostos covalentes temos casos mais brandos, quer dizer, é possível (na verdade muito provável) que lados
diferentes da ligação tenham cargas elétricas ligeiramente diferentes. De um lado pode existir uma concentração de
elétrons maior  que do  outro.  Isto  é  provocado por  uma propriedade que  chamamos de eletronegatividade  (EN),
uma propriedade de comportamento periódico definida como “a capacidade que o átomo tem de atrair mais para si
o par eletrônico de uma ligação química”.
Ao contrário da EI e da AE a eletronegatividade não é uma grandeza absoluta,mas relativa. O átomo precisa estar
ligado  a  outro.  Se  o  par  eletrônico  fica mais  perto  dele  então  ele  é mais  eletronegativo  do  que  seu  opositor.  A
conseqüência imediata desta informação é que a EN para os gases nobres não está definida, ela simplesmente não
pode ser medida uma vez que estes elementos resistem a formar compostos.
É de  se esperar que somente  sejam apolares as  ligações entre átomos  iguais,  porém é possível  que moléculas
formadas por ligações polares não apresentem uma polaridade resultante.
Para  compreender  este mistério  precisamos  conhecer  as  estruturas moleculares  e  relembrar  o  que  já  sabemos
sobre vetores.
A polaridade de uma ligação é representada por meio de um vetor chamado “momento de dipolo” e tem seu módulo
calculado multiplicando­se a carga elétrica pela distância com que os átomos estão afastados ( , sendo o momento
de dipolo, q a carga elétrica e d a distância entre os pólos da molécula). Se numa molécula existem muitas ligações
químicas a polaridade só pode ser definida quando fizermos o produto vetorial de todas as ligações, por exemplo,
no CO2  estes  vetores  são  idênticos,  mas  estão  apontados  para  lados  opostos.  Como  eles  possuem  o  mesmo
módulo  (intensidade), estão na mesma direção  (horizontal, na  figura), mas estão em sentidos opostos o produto
vetorial é nulo, quer dizer eles se cancelam e a molécula de CO2, apesar de ter ligações polares é apolar.
Análise vetorial do momento de dipolo CO2
Teoria  das  Repulsões  dos  Pares  Eletrônicos  da  Camada  de  Valência:  a  geometria  ou  forma  da  molécula
compromete muitas das propriedades físicas e químicas das mesmas. A geometria da molécula está diretamente
relacionada  com  as  repulsões  dos  elétrons  do  seu  átomo  central,  principalmente,  os  elétrons  da  camada  de
valência. Essas repulsões fazem com que os átomos se organizem de tal maneira que a molécula adquira a maior
estabilidade possível. A estabilidade será maior quanto menor  forem as  repulsões entre os pares de elétrons ao
redor do átomo central. Essa é a base da Teoria das Repulsões dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência,
uma das  teorias criadas para explicar a geometria de espécies poliatômicas. Para prevermos a  forma molecular,
supomos que os elétrons de valência se repelem e, conseqüentemente, a molécula assume qualquer geometria 3D
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que minimize essa repulsão.
Existem formas simples para as moléculas AB2 e AB3.
Geometria para as moléculas AB2 e AB3 (RPECV)
A Tabela seguinte mostra como encontrar a geometria de uma molécula por meio do número de elétrons que o
átomo central possui e do número de ligações que ela pode fazer.
Relação da geometria das moléculas com o número de nuvens eletrônicas localizadas ao redor do átomo central
Estruturas de Ressonância
As  estruturas  de  ressonância  são  tentativas  de  representar  uma  estrutura  real,  que  é  uma mistura  entre  várias
possibilidades extremas.
Algumas  moléculas  não  são  bem  representadas  pelas  estruturas  de  Lewis.  Normalmente,  as  estruturas  com
ligações múltiplas podem ter estruturas similares às ligações múltiplas entre diferentes pares de átomos. Exemplos
comuns: O3, NO3­, SO42­, NO2 e benzeno.
Experimentalmente, o ozônio tem duas ligações idênticas, ao passo que a estrutura de Lewis requer uma simples
(mais longa) e uma ligação dupla (mais curta).
Estrutura de Lewis do O3
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No ozônio, as possibilidades extremas têm uma ligação dupla e uma simples. A estrutura de ressonância tem duas
ligações  idênticas de caráter  intermediário, é mais ou menos como se  tivesse uma  ligação e meia de cada  lado.
Claro que meia  ligação não é possível, seria como uma meia ponte e  isto não existe. Admite­se, portanto que os
elétrons das ligações circulam entre os três núcleos gerando uma ligação de comprimento intermediário entre uma
ligação  simples  e  uma  ligação  dupla.  Para  representar  esta  estrutura  desenhamos  a molécula  com  as  ligações
simples e duplas alternando as posições como podemos ver na figura a seguir.
Estrutura de ressonância do O3
A Ligação Metálica
Resta­nos  agora  comentar  a  ligação  entre  átomos metálicos.  A  principal  característica  destes  elementos  são  as
baixas EI e AE. Assim como nos compostos iônicos e covalentes (sólidos reticulares como o diamante) os átomos
estão arranjados em rede, mas, ao contrário do que ocorre numa rede iônica, a atração eletrostática não está entre
as  unidades  atômicas  que  compõem  o  cristal,  isto  é,  não  existem  íons  positivos  e  negativos  se  atraindo
mutuamente. A tração eletrostática se dá entre os átomos do metal, transformados em cátions por causa da baixa
EI, e os elétrons livres que formam uma nuvem deslocalizada gerada como conseqüência da baixa AE. Isto garante
aos metais excelente condutividade elétrica e térmica, além de maleabilidade (capacidade se ser transformado em
lâminas) e ductibilidade (capacidade de ser  transformado em fios). O movimento  livre e contínuo dos elétrons na
superfície  do  cristal  também  é  responsável  pelo  brilho  característico  que  estes  materiais  apresentam  quando
polidos. Esta explicação para a ligação metálica é conhecida como Teoria do Mar de Elétrons.
Representação da ligação metálica