Unidade 3 - Ligacoes Quimicas

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AUTORA: ALDA ERNESTINA DOS SANTOS 
 
RIO DE JANEIRO, 2012 
 Como já vimos nas unidades anteriores do módulo II, toda a matéria é constituída 
por átomos, e em uma viagem pela tabela periódica observamos a existência de diversos 
elementos químicos, cada um constituído por seus respectivos átomos. Com o 
desenvolvimento desta unidade perceberemos que os diferentes elementos químicos 
tendem a se combinar entre si para formar novas substâncias, e como veremos adiante 
esta combinação só é possível devido a existência das chamadas ligações químicas, 
conteúdo que será discutido ao longo desta unidade. Tenham todos um bom estudo. 
 
 Uma ligação química nada mais é que a ligação estabelecida entre dois elementos 
químicos ou mais para formar um novo composto. Cálculos matemáticos revelam que os 
elementos químicos são muito mais estáveis (tem menos energia) quando se encontram 
ligados a outros elementos, do que quando isolados. Desta forma um elemento químico 
“preferirá” se ligar a outro elemento, a ficar sozinho, pois quando se liga a outro 
elemento ou a um átomo dele mesmo, adquire maior estabilidade. 
 Na figura 1 observamos a interação da eletrosfera de dois átomos formando um 
novo composto, a interação entre os elétrons destes dois átomos faz surgir uma força que 
faz com que estes agora fiquem unidos e não mais sozinhos, a esta força chamamos de 
ligação química. 
 
 
Figura 1: Representação esquemática da ligação entre dois átomos. 
Fonte: clpires.vilabol.uol.com.br 
 
 
 
 
 Para entendermos melhor as ligações químicas é indispensável discutirmos sobre 
os gases nobres (elementos da família 8A ou 18 da tabela periódica) e a chamada regra do 
OCTETO, que diz que um átomo atingirá a estabilidade quando apresentar um total de 8 
elétrons na camada de valência (última camada eletrônica do átomo). Vejamos alguns 
exemplos abaixo com a distribuição de elétrons por camadas dos gases nobres. 
 
He (Hélio) – K= 2 Kr (Kriptônio) – K=2; L=8; M=18; N=8 
Ne (Neônio) – K=2; L= 8 Xe (Xenônio) – K=2; L=8; M=18; N=18; O= 8 
Ar (Argônio) – K= 2; L= 8; M= 8 Rn (Radônio)– K=2; L=8; M=18; N=32; O=10; P=8 
 Como podemos notar nos exemplos acima, o único gás nobre que não apresenta 8 
elétrons em sua camada de valência é o hélio, isto porque ele contém um total de apenas 
2 elétrons. 
 Os gases nobres são considerados compostos praticamente inertes (não reagem 
com outros elementos), pois apresentam 8 elétrons em sua camada de valência, o que lhes 
conferem maior estabilidade que os demais elementos químicos. Os átomos buscam 
sempre a estabilidade e por isso fazem as ligações químicas, buscando atingir um total de 
8 elétrons em sua camada de valência e ficar com a configuração igual a de um gás nobre. 
 Considerando-se a regra do octeto podemos prever o comportamento de alguns 
elementos químicos como Na, Cl, Ca, O, dentre outros. Vejamos os exemplos abaixo. 
O sódio (Na) contém 11 elétrons e desta forma apresenta a seguinte distribuição 
eletrônica: K=2; L=8; M=1, segundo a regra do octeto um átomo é mais estável quando 
apresenta 8 elétrons em sua camada de valência, desta forma fica fácil perceber que para 
o Na se tornar mais estável precisaria perder seu último elétron, que está na camada M, 
pois assim terminaria com os 8 elétrons da camada L, seguindo este raciocínio podemos 
dizer que a tendência do Na ao se ligar a outro elemento químico será perder 1 elétron. 
 Para o cloro (Cl) observamos o contrário, ao se ligar a um outro elemento químico 
tenderá a ganhar 1 elétron, vamos ver sua distribuição eletrônica: K=2; L=8; M=7. Como 
pode ser observado o cloro apresenta 7 elétrons em sua última camada, para atingir o 
octeto teria duas alternativas, ou perder os 7 elétrons da camada M ou ganhar 1 elétron 
para completar sua camada M com 8 elétrons, na sua opinião o que é mais fácil de 
acontecer? 
 Se você respondeu que seria ganhar 1 elétron, acertou em cheio, sem dúvida é 
muito mais favorável para o Cl ganhar 1 elétron, do que perder os 7 elétrons da camada 
M, dificilmente um átomo perde mais que 3 elétrons. 
Segue a abaixo a relação de alguns elementos químicos, com sua distribuição eletrônica e 
seu comportamento em perder ou receber elétrons. 
K (Potássio) K=2; L=8; M= 8; N= 1. tem tendência a PERDER 1 elétron da camada N 
Ca (Cálcio) K= 2; L=8; M=8; N=2. tem tendência a PERDER os 2 elétrons da camada N 
F (Flúor) K=2; L=7. tende a RECEBER 1 elétron para ficar com 8 elétrons na camada N 
I (Iodo) K=2; L=8; M=18; N= 18; O=7. tende a RECEBER 1 elétron para ficar com 8 na 
camada O. 
 Agora que já discutimos um pouco sobre gases nobres, regra do octeto e 
distribuição eletrônica, podemos de fato falar sobre ligações químicas, como se formam, 
quais os tipos e suas principais características. 
 Como já foi dito anteriormente ligações químicas são as forças que mantém 
átomos unidos quando estes se combinam para formar novos compostos, tais ligações 
podem se dar de 3 maneiras diferentes, pela TRANSFERÊNCIA de elétrons; pelo 
COMPARTILHAMENTO de elétrons ou pela DISPERSÃO de elétrons, estas ligações 
são classificadas respectivamente como: iônica, covalente e metálica. 
 
LIGAÇÃO IÔNICA – a ligação iônica ocorre quando Metais que tem tendência a 
perder elétrons interagem com Ametais que tendem a ganhar elétrons, desta forma o 
Metal doa elétrons para o Ametal, tem-se como exemplo a formação do cloreto de sódio 
(NaCl) nosso sal de cozinha. Neste caso o Na doa 1 elétron para o Cl, formando um 
composto iônico. A ligação iônica tem como principal característica a 
TRANSFERÊNCIA de elétrons, onde um elemento (metal) doa elétrons para o outro 
(ametal). 
+
 
Figura 2: Representação da formação do composto iônico NaCl, a partir de Na e Cl. 
Fonte: Alda Santos 
 Na figura 2 observamos que o Na (sódio) doa 1 elétron de sua camada M para o 
átomo de Cl (cloro) que completa sua camada M com 8 elétrons e torna-se muito mais 
estável. Esta transferência de elétrons faz surgir duas espécies carregadas (Na+ e Cl-), a 
carga positiva no Na indica que ele perdeu um elétron, já a carga negativa no Cl nos diz 
que ele ganhou um elétron do Na. 
 Toda vez que um átomo perde ou recebe elétrons ele transforma-se em um ÍON, 
que nada mais é que uma espécie carregada. Um íon pode ser formado nas seguintes 
situações: 
I) quando um átomo PERDE elétrons e passa a ter carga POSITIVA, neste caso 
o íon formado é chamado de CÁTION. 
II) quando um átomo GANHA elétrons e passa a ter carga NEGATIVA, o íon 
formado é chamado de ÂNION. 
 
 Resumindo a figura 2, podemos dizer que um átomo de Na doa 1 elétron para o 
átomo de Cl, formando o cátion Na+ e o ânion Cl- que formam o composto iônico NaCl 
(Cloreto de Sódio). Este é um belo exemplo de ligação iônica, pois um metal (Na) doa 
elétrons para um ametal (Cl), formando íons, daí o nome ligação iônica, pois tem como 
resultado a formação de íons. Nos compostos iônicos os íons se organizam em uma 
estrutura cristalina e são mantidos por forcas eletrostáticas, que resultam da atração entre 
cargas de sinais opostos, por isso são as ligações mais fortes que existem , muito mais 
fortes que as ligações covalentes e metálicas. 
 
Figura 3: Estrutura cristalina do cloreto de sodio (NaCl). 
Fonte: http://www.infopedia.pt/mostra_recurso.jsp?recid=8386&docid=10660100 
 Conforme pode ser observado na figura 3 o NaCl apresenta uma estrutura na qual 
os cátions Na+ (bolinhas menores) são atraídos pelos ânions Cl- (bolinhas maiores), como 
estes apresentam cargas de sinais opostos há uma atração elétrica muito forte entre eles, o 
que determina algumas das principais propriedades dos compostos iônicos, como: 
• altos pontos de fusão e ebulição; 
• são sólidos duros com forma cristalina; 
• ótimos condutores de eletricidade quando líquidos; 
• alta solubilidadeem água. 
 
 Pelo fato de a ligação iônica ser muito forte, para que os compostos iônicos sejam 
fundidos (passem de sólidos a líquidos) é necessária grande quantidade de energia. Como 
você certamente já deve ter observado que ao preparar algum doce ou melado o açúcar 
(composto molecular) derrete facilmente ao esquentarmos no fogão, isto, pois as ligações 
que o constituem (ligações covalentes) são ligações mais fracas, já o sal de cozinha 
(NaCl) que é um composto iônico é impossível de ser derretido no fogão, pois apresenta 
um alto ponto de fusão. 
 Por serem formados por íons era de se esperar que os compostos iônicos fossem 
bons condutores de eletricidade, e de fato são, no entanto só conduzem eletricidade no 
estado líquido, o que é obvio, já que no estado sólido os cátions e os ânions estão ligados 
e por isso não há elétrons livres, sendo assim os cristais de NaCl não conduzirão 
eletricidade, no entanto se pegarmos um copo com água e solubilizarmos estes cristais, a 
solução formada será uma boa condutora de eletricidade. Ao serem colocados em água as 
atrações eletrostáticas que mantém os íons ligados nos compostos iônicos são 
enfraquecidas e os íons ficam livres, isto justifica a alta solubilidade dos compostos 
iônicos em água. 
 
Resumindo as principais características das ligações iônicas 
Como ocorre: Transferência de elétrons 
Espécies que se ligam: Metais (M) e Ametais (A) 
Tipo de força: Atração eletrostática (muito forte) 
Compostos formados: Compostos iônicos Ex: CaCl2, MgBr2, KI, KCl, NaF, etc. 
LIGAÇÃO COVALENTE – a ligação COVALENTE ocorre quando dois ou mais 
AMETAIS se ligam, ou quando o HIDROGÊNIO se liga a um ametal, ou se liga a ele 
mesmo. Ao contrário da ligação iônica não há transferência de elétrons, mas sim um 
COMPARTILHAMENTO, de forma que os átomos envolvidos compartilham seus 
elétrons formando pares eletrônicos. As ligações covalentes são muito mais fracas que as 
ligações iônicas, pois neste caso não há atração eletrostática, o que faz com que a ligação 
seja menos resistente e possa ser mais facilmente rompida, desta forma os compostos 
formados por ligações covalentes apresentam pontos de fusão e ebulição bem menores 
que os compostos iônicos. 
 
 
Figura 4: Exemplos de ligações covalentes. 
Fonte: Alda Santos. 
 
 Na figura 4 vemos a ligação covalente entre H e Cl formando o acido clorídrico 
(HCl) e entre dois átomos de Cl formando o cloro gasoso (Cl2), como vimos 
anteriormente as ligações iônicas ocorrem entre metais (que tende a perder elétrons) e 
ametais (que tende a ganhar elétrons). No caso das ligações covalentes os átomos 
envolvidos são aqueles que para completar 8 elétrons na camada de valência não 
precisam perder nem ganhar elétrons, basta apenas compartilhá-los, vejamos o exemplo 
do HCl: o hidrogênio (H) tem apenas 1 elétron, mas alcança a estabilidade somente 
quando completa 2 elétrons na sua camada de valência, pois assim atinge a configuração 
do gás nobre hélio (He) . Desta forma então é muito mais favorável ao H compartilhar 
seu único elétron com um outro átomo e ficar com 2 elétrons na camada de valência, do 
que doá-lo a um outro átomo qualquer. Sendo assim o H ligar-se-á a outros elementos 
químicos ou a ele mesmo através de ligações covalentes, onde compartilhará seu elétron. 
Da mesma forma o Cl que possui 7 elétrons na camada de valência preferirá compartilhar 
1 elétron com o H e ficar com 8 elétrons do que perder seus 7 elétrons. Do mesmo modo 
dois átomos de Cl compartilham um par de elétrons e formam um novo composto, o Cl2 , 
que é muito mais estável que os dois átomos de Cl separados, pois quando compartilham 
um par de elétrons entre si, adquirem a configuração eletrônica do gás nobre argônio 
(Ar). 
 Como já vimos anteriormente ao ser estabelecida uma ligação iônica, formam-se 
íons que se combinam para então formar os compostos iônicos, no caso das ligações 
covalentes tem-se a formação de moléculas, por isto os compostos formados por este tipo 
de ligação são chamados de compostos MOLECULARES e apresentam as seguintes 
propriedades. 
• Baixos pontos de fusão e ebulição; 
• Maus condutores elétricos ; 
• Ocorrem nos 3 estados físicos da matéria; 
• Pouco solúveis em água. 
 Todas estas propriedades são facilmente justificáveis: os baixos pontos de fusão e 
ebulição já eram esperados já que ligações covalentes são ligações bem mais fracas que 
as ligações iônicas, por isso requerem menor energia, isto justifica o fato de 
conseguirmos derreter o açúcar (composto molecular) no fogão e não conseguirmos fazer 
o mesmo com o sal de cozinha (composto iônico). Os compostos covalentes (ou 
moleculares) são péssimos condutores de eletricidade, isto porque ao contrário dos 
compostos iônicos não apresentam cargas e muito menos elétrons livres, o que os 
impossibilitam de conduzir energia elétrica. Enquanto a maioria dos compostos iônicos é 
sólida a temperatura ambiente, dependendo da forca da ligação covalente que mantém os 
átomos ligados os compostos covalentes podem ser encontrados nos estados sólido, 
líquido e gasoso. Ao contrário dos compostos iônicos os compostos moleculares são 
pouco solúveis em água, exceto os compostos moleculares polares. 
 De acordo com os átomos que compartilham os elétrons, as ligações covalentes 
são classificadas em dois tipos: 
APOLAR – quando os átomos ligados são do mesmo elemento, por exemplo, H2, Cl2, 
F2, etc. 
POLAR – quando os átomos ligados são de elementos diferentes, por exemplo, H2O, 
HCl, SO2, CO2, etc. 
 Fazem ligações covalentes os átomos dos elementos que não demonstram 
tendência em perder ou ganhar elétrons, mas sim compartilhá-los, sendo os ametais e 
o hidrogênio seus principais representantes. São ametais os elementos das colunas 
4A, 5A, 6A e 7A, uma característica importante destes elementos é que eles 
apresentam 4 ou mais elétrons na camada de valência, por isso é mais fácil 
compartilhar seus elétrons, do que perder ou ganhar elétrons para atingirem a 
configuração do gás nobre mais próximo. O hidrogênio apesar de não ser um ametal 
faz preferencialmente ligações covalentes, isto porque tem apenas 1 elétron e torna-se 
estável quando tem 2 elétrons na camada de valência, por isso prefere compartilhar 
seu único elétron e não doá-lo a outro elemento. 
 Em muitas das vezes para se tornar estável o átomo de um elemento químico 
precisa compartilhar seus elétrons com mais de um átomo, como por exemplo, no 
caso do H2S (ácido sulfídrico) que é formado quando o átomo de enxofre (S) 
compartilha seus elétrons com dois átomos de hidrogênio. O enxofre possui 6 elétrons 
na camada de valência e desta forma precisaria de mais 2 elétrons para obedecer a 
regra do octeto, se ele se ligar a apenas um átomo hidrogênio, vai ficar com 7 
elétrons, precisando ainda de mais 1, este problema é resolvido quando ele 
compartilha seu elétron com mais um átomo de hidrogênio, observe na figura 5, como 
se forma a molécula de H2S, após compartilharem seus elétrons tanto o S quanto o H 
tornam-se mais estáveis, por isso é possível a ligação covalente entre eles. 
 
Figura 5: Formação da molécula de H2S. 
Fonte: Alda Santos. 
 
Resumindo as principais características das ligações covalentes 
Como ocorre: Compartilhamento de elétrons 
Espécies que se ligam: Ametal com Ametal; H com Ametal ou H com ele mesmo 
Tipo de força: Fraca atração eletrônica 
Compostos formados: Compostos covalentes ou moleculares Ex: HCl, NO2, SO2, H2 etc. 
LIGAÇÃO METÁLICA - como o próprio nome sugere, as ligações metálicas 
ocorrem entre metais. Quando dois ou mais metais se ligam forma-se a chamada 
LIGA METÁLICA. Quando os metais se ligam entre si ocorre uma liberação parcial 
de seus elétrons de valência e formam-se cátions, que formam então as chamadas 
CÉLULAS UNITÁRIAS. Estes cátions (íons positivos) formados ficamcompletamente rodeados por elétrons, que ficam em movimento e por isto são 
chamados de elétrons livres. Pode-se dizer então que o metal nada mais é que um 
aglomerado de cátions e átomos neutros, dispersos em um “MAR DE ELÉTRONS”, 
a ligação metálica é justamente a força resultante da atração entre cargas opostas e 
que mantém os metais ligados. A figura 6 mostra a representação da ligação metálica, 
onde as bolinhas maiores representam os cátions, que são rodeados pelos elétrons 
(bolinhas menores). 
 
 
 Figura 6: Representação esquemática da ligacao metálica. 
Fonte: http://www.soq.com.br/conteudos/ef/ligacoesquimicas/p3.php 
 
 Os metais e ligas metálicas apresentam características únicas, devido ao tipo de 
ligações que fazem, dentre elas: 
• Brilho – devido aos elétrons livres em sua estrutura, os metais e ligas metálicas 
são capazes de absorver e irradiar a luz, desta forma emitindo brilho; 
• Altos pontos de fusão e ebulição – a ligação metálica é forte e desta forma exige 
elevadas temperaturas para que haja fusão e/ou ebulição; 
• Ductibilidade – capacidade de serem transformados em fios e lâminas; 
• Condutividade elétrica – por apresentarem elétrons livres os metais e ligas 
metálicas são ótimos condutores de eletricidade; 
 A ligação metálica é bastante presente em nosso dia a dia, ela quem torna possível 
a formação de ligas metálicas de uso comum em nosso cotidiano, tais como: 
• ouro de jóias – constituído por 75% de ouro e 25% de cobre; 
• latão – uma mistura de cobre e zinco, presentes em materiais como armas e 
torneiras; 
• aço normal – constituído por ferro e pequeníssima quantidade de carbono; 
• aço inoxidável – mistura de ferro, 18% de cromo e 8% de níquel, usado em 
materiais como talheres, panelas, vagões de metrô, dentre outros. 
 Os metais são os elementos mais abundantes da tabela periódica, são os 
elementos das famílias 1A, 2A, 3A, 4A (somente Sn e PB), 5A (somente Bi) e 
todas as famílias do complexo B (metais de transição). 
 
Resumindo as principais características das ligações metálicas 
Como ocorre: Dispersão de elétrons 
Espécies que se ligam: metais com metais 
Tipo de força: Fraca atração eletrônica 
Compostos formados: Ligas metálicas como bronze (Cu + Sn), ouro (Au + Cu), aço 
inoxidável (Fe + Ni + Cr). 
 
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA 
 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 5ª ed. New York: Bookman, 2012. 1048p. 
 
RUSSEL, J.B. Química Geral. 2ª ed, v. 1. New York : Pearson, 2004. 662p. 
 
MORTIMER, E.F.; MACHADO, A.H. Química – Volume Único. 1 ed. Belo Horizonte: 
Scipione, 2008. 398p.