Buscar

Ligação Química

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você viu 3, do total de 8 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você viu 6, do total de 8 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Prévia do material em texto

U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 1 
 
Ligação Química 
As ligações químicas são formadas principalmente e mais abundantemente por 
aqueles elementos não estáveis em sua configuração eletrônica. Isso exclui, mas não 
definitivamente, os gases nobres e os metais nobres. Quando se diz que se exclui, mas 
não definitivamente, é porque em certas condições especiais é possível haver uma 
ligação química com metais nobres e inclusive com gases nobres. Um exemplo é o 
cloreto de ouro III (AuCl3), usado como catalisador em química orgânica, e o 
hexafluoreto de platina (PtF6), composto aliás, que acidentalmente, permitiu a 
descoberta de que um gás nobre poderia formar compostos, ou seja fazer ligações 
químicas. Foi Neil Bartlett, em 1962, que estudando o PtF6, observou que o xenônio 
reagia com o este composto, dando origem a vários compostos de xenônio. 
Posteriormente, outros cientistas descobriram que estes compostos eram diversos 
fluoretos de xenônio e eram estáveis: XeF2, XeF4, XeF6. A platina então se mostrou mais 
nobre que um gás nobre, no caso o xenônio. O próximo passo foi tentar formar 
compostos de criptônio, mas isso se mostrou extremamente difícil, pois é um átomo 
menor e mais difícil de se retirar um elétron de sua última camada, completa e muito 
estável. No entanto, misturando o gás criptônio com gás cloro e reduzindo a temperatura 
abaixo de -150°C em um sistema fechado e em seguida, aplicando uma alta descarga 
elétrica, pode se sintetizar o dicloreto de criptônio (KrCl2), que é um sólido cristalino 
branco que só existe nesta temperatura. Isso mostrou que era possível também formar 
compostos com o criptônio, apesar de que seu composto era instável a temperatura 
ambiente, ou seja, se decompunha em gás cloro e criptônio monoatômico 
instantaneamente, assim que a temperatura subia além de -150°C, diferente do fluoreto 
de xenônio. Em 2003 foi a vez do difluoreto de argônio (ArF2), sintetizado pelo químico 
suíço Helmut Durrenmatt. Em seguida foram sintetizados o tetrafluoreto de argônio 
(ArF4) e o hexafluoreto de argônio (ArF6). Recentemente, após o sucesso da síntese do 
hexafluoreto de neônio (NeF6), foi possível a grande conquista, sintetizar um composto 
contendo o mais nobre dos elementos da natureza, o hélio, auxiliado pela presença do 
neônio na estrutura, o tetrafluoreto de neônio difluoreto de hélio (HeF2NeF4). Todos 
estes compostos são muitíssimos instáveis e só podem ser sintetizados a temperaturas 
muitíssimos baixas e com o auxílio de altíssimas voltagens e lasers potentes. 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 2 
 
Apesar das exceções as ligações químicas em situações normais, como 
demonstrado acima, a maioria dos elementos forma compostos espontaneamente, e 
estão na natureza de modo bem abundante. Alguns são intermediários, como o carbono, 
que pode estar na forma elementar, como diamante ou grafite, ou na forma oxidada, 
como gás carbônico ou carbonato. Mas outros, são mais reativos, como o sódio, que não 
existe na natureza na sua forma elementar, ou seja, sódio metálico (Na°), mas somente 
como íon sódio (Na+). Na figura abaixo, observam-se três tipos fundamentais de ligação 
química que os átomos podem fazer entre si. 
 
 
a) Ligação covalente apolar. É a ligação entre 
dois átomos com igual capacidade de atrair 
elétrons para seu entorno (eletronegatividade). Se 
os dois têm a mesma capacidade, então os 
elétrons são compartilhados de maneira 
equilibrada, o que não resulta em uma carga 
elétrica residual (dipolo elétrico na molécula), por 
isso é denominada apolar, ou seja, sem 
polarização elétrica. É conhecida como ligação 
100% covalente, como nos gases N2, O2, Cl2, H2 e 
outras moléculas diatômicas. 
 
b) Ligação covalente polar. É a ligação entre 
dois átomos com diferentes capacidades de atrair 
elétrons para seu entorno (eletronegatividade). 
Assim, os elétrons não são compartilhados de 
maneira equilibrada, o que resulta em uma carga 
elétrica residual (dipolo elétrico na molécula), por 
isso é denominada polar, ou seja, com polarização 
elétrica. Exemplos são as moléculas CO, HF, HCl, 
etc. Observe que as ligações covalentes (a e b) 
são formadas principalmente entre elementos não 
metálicos. 
 
c) Ligação iônica. É a ligação entre dois átomos 
com grande diferença de eletronegatividade 
(maior que 1,7). Os elétrons não são 
compartilhados, mas sim praticamente transferidos 
do átomo menos eletronegativo para o mais 
eletronegativo e resulta na formação de íons, 
cátion para o menos eletronegativo e ânion para o 
mais eletronegativo. Como eles agora possuem 
cargas elétricas opostas, eles passam a se atrair 
mutuamente com grande força, por isso formam 
compostos sólidos cristalinos, como NaCl, CaS, 
MgO, etc. 
 
Eletronegatividade é a capacidade que um 
átomo têm de atrair os elétron para junto de sua 
nuvem eletrônica. 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 3 
 
Um quarto tipo de ligação química é a ligação metálica. Formam-se quando 
elementos com baixa eletronegatividade interagem entre si, que é o caso somente dos 
metais, por isso seu nome (ligação metálica). Como os metais não aceitam elétrons, 
estes ficam deslocalizados, ou seja, fora da nuvem eletrônica de cada núcleo. Este fato 
tem uma importância fundamental, pois estes elétrons ficam se movimentando 
livremente pelo composto, e conferem uma propriedade característica aos metais e suas 
ligas metálicas (compostos metálicos formando ligações metálicas), que é a 
condutividade elétrica. A condutividade elétrica depende dos elétrons se movimentarem 
livremente, ou seja, não estarem presos por átomos eletronegativos, que fixam o elétron 
em torno de si. Por isso, os condutores de eletricidade, fios e cabos elétricos são feitos 
de metais. Mas, apesar de estarem deslocalizados, eles não emergem dos átomos 
facilmente, devido a atração eletrostática. E se os átomos de metais permanecem unido 
na forma sólido é porque este de ligação é consideravelmente forte. S´que é um tipo de 
ligação tipo de rede, ou seja, os metais não se ligam em pares, mais com todos os 
átomos a sua volta, fazendo um tipo de multiligação, que impede que qualquer átomo 
deixe a estrutura, impedindo sua evaporação em temperaturas normais. A mais fraca 
ligação metálica se dá para o mercúrio metálico, que é líquido em temperatura ambiente. 
Apesar das exceções às ligações químicas em situações normais, como 
demonstrado acima, a maioria dos elementos forma compostos espontaneamente, e 
estão na natureza de modo bem abundante. Alguns têm eletronegatividade 
intermediária, como o carbono, e aparecem na natureza na forma elementar, como 
diamante ou grafite, ou oxidado, como gás carbônico (CO2) ou carbonato (CO3-2). Para 
compreender melhor esta relação entre os elementos, do ponto de vista da 
eletronegatividade, Fajans elaborou quatro regras, relacionando o poder polarizante e a 
polarizabilidade. Poder polarizante é característico dos elementos mais eletronegativos, 
ou seja, é o poder que estes elementos têm de deslocar o elétron da ligação para is 
mesmo. Mas isso depende de quão eletronegativo é o outro elemento da ligação. Os 
elementos então tem um poder polarizante e uma polarizabilidade características. 
Polarizabilidade é a suscetibilidade do elemento e deixar o elétron se afastar de si. 
Assim, o grau de distorção da nuvem eletrônica que ocorre nos elementos depende dopoder que tem um tem de distorcer o outro (poder polarizante) e, também, da 
susceptibilidade desse íon à distorção (polarizabilidade). 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 4 
 
As quatro regras de Fajans, que resumem os fatores que favorecem a polarização e, 
portanto, a covalência, são: 
1. Um íon positivo pequeno favorece a covalência. 
2. Um íon negativo grande favorece a covalência. 
3. Cargas elevadas em ambos os íons favorece a covalência. 
4. A polarização, e portanto a covalência, será favorecida se o íon positivo não tiver a 
configuração eletrônica de um gás nobre. 
Abaixo vemos a tendência dos elementos se tornarem cátions ou ânions. 
 
cátions ânions 
Mas, as ligações iônicas (quando um elétron é doado definitivamente) e a covalente 
apolar (quando um elétron é compartilhado de modo igual entre os dois átomos) são dois 
tipos extremos de ligação, e quase sempre as ligações formadas são de caráter 
intermediário. Para sabermos qual o caráter predominante de uma ligação química, 
necessitamos do conceito de Eletronegatividade. Em 1931, Pauling definiu a 
eletronegatividade de um átomo como a tendência de atrair elétrons em sua direção 
quando combinado em um composto. Abaixo está uma tabela de Eletronegatividade. 
 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 5 
 
Para sabermos se uma ligação é predominantemente covalente ou iônica, ou ainda 
intermediária, utilizamos um valor de referência que é 1,7. Isso é, se a diferença de 
eletronegatividade entre dois elementos for maior que 1,7 ele terá predominância da 
ligação iônica. Caso seja menor que este valor, então a ligação será predominantemente 
covalente. É possível que a ligação seja puramente covalente, como no caso das 
moléculas diatômicas de mesmos elementos (N2, O2, F2, etc.), mas nunca vai existir uma 
ligação puramente iônica. Isso porque se existisse uma ligação puramente iônica, o 
elétron teria se que ser definitivamente de um átomo e nada do outro. Isso é um 
paradoxo, pois aí não haveria ligação química, mas somente uma atração elétrica de 
caráter físico. 
 
Observando mais detalhadamente a figura abaixo, observamos que é possível sabermos 
até a porcentagem do caráter da ligação, bastando, para isso, fazermos a conta de 
subtração das eletronegatividades baseado na tabela acima e ler o resultado no gráfico. 
Por exemplo, no caso da molécula de ácido fluorídrico, mostrada abaixo, o hidrogênio 
tem eletronegatividade de 2,1 e o flúor de 4,0, o que resulta em 4,0 - 2,1 = 1,9. Isso 
significa que o caráter da ligação é de aproximadamente 60% de caráter iônico. 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 6 
 
 
Para o caso do fluoreto de potássio KF, teremos o cloro com 4,0 e o potássio com 
0,8, o que resulta em 3,2. Isso significa em torno de 85% de caráter iônico e o elétron 
já está praticamente sobre o átomo mais eletronegativo, no caso o flúor. 
 
Em geral, os átomos pequenos atraem mais fortemente os elétrons que os átomos 
grandes. Lembrando da variação periódica de tamanho dos átomos abordado 
anteriormente, átomos pequenos, como cloro flúor, oxigênio, são mais eletronegativos. 
Resumindo: Se dois átomos apresentam eletronegatividades semelhantes, a ligação 
entre eles será 100% covalente, mas se dois átomos apresentam eletronegatividades 
diferentes, a ligação entre eles será predominantemente covalente polar, ou seja, algum 
caráter iônico a ligação terá. Mas, se uma grande diferença de eletronegatividade 
ocorrer, então haverá uma ligação com um elevado grau de caráter polar, ou seja, uma 
ligação predominantemente iônica, como mostrado na figura abaixo. 
 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 7 
 
Em uma ligação química os átomos se posicionam em uma distância tal que a 
energia seja mínima. Dois tendem a formar uma ligação química para se tornarem mais 
estáveis do que são isoladamente, por isso cada átomo se aproxima do outro visando 
compartilhar os elétrons do outro átomo e isso cria uma atração entre eles que fazem se 
aproximar. Mas, assim que os átomos se aproximam, começa a ocorrer uma repulsão de 
dos núcleos dos dois átomos (positivos). Há então, uma distância em que a repulsão e a 
atração se equilibram, e essa distância é representada na figura abaixo para a molécula 
de H2, por exemplo, cuja distância de equilíbrio é de 0,074 nm. Se os átomos se 
afastam, a tração do le´tron de um átomo pelo núcleo do outro força-o a retornar nesta 
posição. Se eles se aproximam, então os núcleos se repelem e os afastam novamente. 
Deste modo, eles ficam sempre 0,074 nm um do outro. É o que chamamos de tamanho 
da ligação química, ou distância interatômica. 
 
As ligações iônicas são mais estáveis que as covalentes e as metálicas. Veja os casos 
abaixo, onde a ligação metálica do sódio, do potássio e do cálcio e as covalente do Cl2 e 
da água e são substituídas por ligações iônicas do NaCl, KOH e (CaOH)2. 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 8 
 
 
2Na(s) + Cl2(g) ���� 2NaCl(s) --- 2K(s) + 2H2O(l) ���� 2KOH + H2(g) --- Ca(s) + 2H2O(l) ���� Ca(OH)2 + H2(g) 
 
No caso do KI, onde a ligação é menos iônica que no KCl, apesar das ligações 
covalentes do I2 e Cl2 serem 100% covalentes. 
 
Cl2 + 2KI → 2KCl + I2

Outros materiais