Ligações Químicas: Símbolo de Lewis e Ligações Iônicas

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Química
Aula 2: Ligações químicas
Apresentação
Nesta aula, evidenciaremos que os átomos de diferentes elementos reagem formando compostos. As forças que mantêm
esses átomos unidos nos compostos são chamadas de ligações químicas.
Inicialmente, para entender a natureza das ligações, deve-se saber o motivo pelo qual os átomos dos diversos elementos
químicos precisam interagir, combinar-se. A resposta dessa pergunta está associada à busca da estabilidade eletrônica.
Os átomos dos elementos químicos alcançam a referida estabilidade por essas interações.
Objetivo
Representar os elétrons de valência dos átomos por meio do símbolo de Lewis;
Identi�car as ligações iônicas, ligações covalentes e as ligações metálicas;
Analisar a polaridades das ligações e as geometrias das moléculas.
Símbolo de Lewis e a regra do octeto
Seja qual for o estado físico das moléculas dos elementos químicos — sólido, líquido ou gasoso —, algum tipo de energia está
associado a elas.
No estado sólido, somente a energia vibracional está
presente, isto é, as paredes que ao redor de qualquer
matéria que se encontre no estado sólido, por exemplo,
estão vibrando, mesmo que a vibração só seja perceptível
com um equipamento de precisão.
Já nos estados líquidos e gasosos, as energias potencial e
cinética estarão presentes, o que possibilita os movimentos
de rotação e translação às moléculas.
 Figura 1 – Movimentos de translação, rotação e vibração molecular (SANTOS; CARVALHO; LIMA, 2015).
Lewis, em 1916, propôs que os átomos dos elementos
reagem entre si visando alcançar os arranjos eletrônicos
estáveis dos gases nobres.
Para que esses arranjos estáveis sejam conseguidos, os
átomos podem ganhar, perder ou compartilhar elétrons.
Esses processos são rotineiramente representados pelos
símbolos de Lewis, em que um átomo de um elemento é
representado pelo símbolo para aquele elemento e os
elétrons na camada externa do átomo são apresentados na
forma de pontos, pequenos círculos ou, ainda, cruzes.
 Figura 2 – Representação dos elétrons de valência do carbono (SANTOS; CARVALHO;
LIMA, 2015).
Os gases nobres são não reativos e, por essa razão, diz-se que são quimicamente estáveis. O que será que os torna tão
incapazes de reagir?
As estruturas eletrônicas dos átomos desses elementos, com exceção do hélio, possuem oito elétrons em suas camadas mais
externas. Os elementos que apresentam essa característica, atendem à chamada regra do octeto estável de elétrons. Os
demais elementos químicos buscam alcançar o atendimento a essa regra e, por isso, interagem entre si.
Paralelo a essas interações que estabilizam as substâncias (forças intramoleculares), existem outras energias que aproximam
ou distanciam umas moléculas das outras. Essas energias estão associadas a forças intermoleculares, conhecidas como
dipolo-dipolo, ligações de hidrogênio (antigamente chamadas de pontes de hidrogênio) e forças de Van der Waals.
 Figura 3 – Representações das ligações de hidrogênio na molécula de água (SANTOS; CARVALHO; LIMA, 2015).
Ligações químicas
Ligação iônica
Para a formação de uma molécula de cloreto de sódio, há a interação entre um átomo de sódio e um outro de cloro. Nessa
interação, o átomo de cloro ganha um elétron do átomo de sódio. Dessa forma, tanto o átomo de cloro quanto o de sódio
alcançam as con�gurações estáveis dos gases nobres argônio e neônio, respectivamente.
Isso pode ser representado, pela simbologia de Lewis, pela equação:
 Figura 4 – Formação dos íons de sódio e cloro, representados pela simbologia de Lewis (Google imagens).
Antes da reação, o átomo de sódio neutro tinha 11 elétrons e 11 prótons. Após doar um elétron ao cloro, o átomo de sódio tem
10 elétrons e 11 prótons. Assim, não é eletricamente neutro – leva uma carga positiva global igual à carga de um próton (+1). A
nova espécie, Na+, é chamada de íon sódio. O átomo de cloro que aceitou um elétron, agora tem 17 prótons e 18 elétrons;
então, tem uma carga global de −1, é escrito como Cl− e denominado íon cloreto.
Observe que, uma vez que o átomo de sódio doou um elétron para um átomo de cloro, esse elétron é indistinguível dos outros
elétrons presentes na camada externa do íon cloreto. Todos os oito elétrons agora pertencem ao íon cloreto.
São empregadas cruzes e pontos para representar os elétrons, simplesmente para mostrar de que átomos eles se originaram.
O uso de uma cruz, ou um ponto, não implica que os elétrons são diferentes.
A Figura 5 traz uma representação de como o gás cloro se une ao sódio, formando a estrutura cristalina do cloreto de sódio.
 Figura 5 – Representação esquemática da ligação iônica do cloreto de sódio (TRO, 2017).
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O cloreto de sódio é constituído de íons Na+ e Cl− em uma proporção de 1:1.
• O composto é chamado de composto iônico (por ser constituído de íons);
• A ligação no composto recebe o nome de iônica.
Os compostos iônicos são formados sempre que um átomo (ou grupo de átomos) transfere elétrons para outro átomo.
Observe que, quando o sódio e o cloro reagem, ambos terminam com uma con�guração eletrônica de um gás nobre, porém
eles não se transformam em gases nobres; eles ainda são os mesmos elementos. Isso ocorre porque a identidade de um
átomo depende do número de prótons em seu núcleo e, conforme você pode ver, eles permanecem os mesmos para sódio e
cloro, tanto antes quanto depois da reação.
Propriedades gerais dos compostos iônicos:
• Altos pontos de fusão e de ebulição;
• Solúveis em água;
• Os cristais iônicos são friáveis, isto é, facilmente quebráveis;
• Bons condutores de eletricidade, em solução aquosa ou quando fundidos.
Para que a ligação iônica ocorra é necessário que a energia de ionização seja relativamente baixa. Isso facilitará a remoção de
elétrons da camada mais externa. Os elementos que tendem a possuir baixas energias de ionização são os metais.
Geralmente, não possuem mais que três elétrons em sua camada mais externa.
Ligação covalente
A ligação covalente é encontrada em materiais cujos átomos têm pequenas diferenças em eletronegatividade, isto é, que estão
localizados próximos um do outro na tabela periódica.
Para esses materiais, as con�gurações eletrônicas estáveis são alcançadas pelo compartilhamento de elétrons entre os
átomos adjacentes. Dois átomos que estão ligados de maneira covalente vão contribuir, cada um, com pelo menos um elétron
para a ligação, e os elétrons compartilhados podem ser considerados como pertencentes a ambos os átomos. A ligação
covalente está ilustrada esquematicamente na Figura 6 para uma molécula de hidrogênio (H2).
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 Figura 6 – Representação esquemática da ligação covalente em uma molécula de hidrogênio (H2). (Google imagens).
O átomo de hidrogênio possui um único elétron, com a con�guração eletrônica 1s. Cada um dos átomos pode adquirir uma
con�guração eletrônica igual à do hélio (dois elétrons de valência 1s) quando eles compartilham seus únicos elétrons,
assumindo a con�guração 2s . Adicionalmente, existe uma superposição de orbitais eletrônicos na região entre os dois átomos
da ligação. A ligação covalente é considerada direcional, ou seja, ela ocorre entre átomos especí�cos e pode existir apenas na
direção entre um átomo e o outro que participa do compartilhamento dos elétrons.
Muitas moléculas elementares de não metais (por exemplo, Cl , F ), assim como moléculas que contêm átomos diferentes,
como CH , H O, HNO  e HF, estão ligadas covalentemente.
Esse tipo de ligação é encontrada em diversos sólidos elementares, como o diamante (carbono), o silício e o germânio, e
também em compostos sólidos cuja composição inclui elementos localizados no lado direito da tabela periódica, como o
arseneto de gálio (GaAs), o antimoneto de índio (InSb) e o carbeto de silício (SiC).
Às vezes, mais de um par de elétrons pode ser compartilhado de uma só vez, como no caso da molécula de O2, que possui
uma ligação dupla, por conta docompartilhamento de dois pares de elétrons.
2
2 2
4 2 3
 Figura 7 – Representação esquemática da ligação covalente em uma molécula de oxigênio (O2). (TRO, 2017).
Ligação metálica
A ligação metálica, último tipo de ligação primária, é encontrada nos metais e nas suas ligas. Foi proposto um modelo
relativamente simples que muito se aproxima da con�guração dessa ligação.
Nesse modelo, os elétrons de
valência não estão ligados a nenhum
átomo em particular no sólido e estão
mais ou menos livres para se
movimentar ao longo de todo o metal.
Eles podem ser considerados como
pertencentes ao metal como um
todo, ou como se formassem um mar
de elétrons ou uma nuvem de
elétrons.
Os elétrons restantes, os que não são
elétrons de valência, juntamente com
os núcleos atômicos, formam o que é
denominado núcleo iônico, que possui
uma carga resultante positiva com
magnitude equivalente à carga total
dos elétrons de valência por átomo.
A Figura 8 ilustra a ligação metálica — Os elétrons livres protegem os núcleos iônicos carregados positivamente das forças
eletrostáticas mutuamente repulsivas que os núcleos iriam, de outra forma, exercer uns sobre os outros; consequentemente, a
ligação metálica exibe uma natureza não direcional. Adicionalmente, esses elétrons livres atuam como uma cola, que mantém
unidos os núcleos iônicos. A ligação pode ser fraca ou forte; as energias variam entre 68 kJ/mol para o mercúrio e 850 kJ/mol
para o tungstênio. As respectivas temperaturas de fusão são de –39ºC e 3414°C (–102ºF e 6177ºF).
 Figura 8 – Ilustração esquemática da ligação metálica (SANTOS; CARVALHO; LIMA, 2015).
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Polaridade de ligação
Em uma ligação iônica, ocorre a transferência efetiva de elétrons. Por existir diferença de eletronegatividade entre os átomos
pertencentes de substâncias iônicas, essas substâncias sempre serão espécies iônicas polares, pois sempre existirá uma
parte da molécula com uma carga aparente negativa (δ–, delta menos) enquanto a outra parte terá uma carga aparente
positiva (δ+, delta mais).
Isso ocorre porque o elemento químico mais eletronegativo, atrairá, de forma mais contundente, os elétrons. Portanto, essa
maior eletronegatividade do elemento resultará na formação de um polo negativo na molécula e, a outra parte, será o polo
positivo.
As ligações covalentes podem ser de dois tipos: polar ou apolar.
Se a molécula tiver elementos diferentes (como
a molécula do metano, CH4, por exemplo),
haverá uma diferença de eletronegatividade na
molécula e, portanto, a substância apresentará
um caráter polar. Quanto maior a diferença,
maior será o caráter polar da substância.
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Se a substância covalente possuir somente
átomos do mesmo elemento (como visto na
molécula de cloro, Cl2), a molécula será
covalente apolar, sem polos, pois não
apresentará diferença de eletronegatividade.
O Modelo de Repulsão do Par de Elétrons no Nível de Valência (RPENV) baseia-se nas repulsões entre grupos de elétrons nos
átomos interiores de uma molécula e determinam a geometria da molécula.
A geometria de uma molécula será aquela em que os grupos de elétrons têm a separação máxima (e, consequentemente, a
energia mínima) possível.
Assim, para moléculas que têm apenas um átomo interior (o átomo central), a geometria molecular depende:
1
Do número de grupos de elétrons em torno do átomo
central.
2
De quantos desses grupos de elétrons são grupos ligantes e
quantos são pares isolados.
De acordo com a teoria RPENV, a geometria do BeCl2 é determinada pela repulsão entre esses grupos de dois elétrons, o que
maximiza sua separação ao assumir um ângulo de ligação de 180° ou uma geometria linear.
 Figura 9 – Geometria linear da molécula de cloreto de berílio (TRO, 2017).
A estrutura de Lewis do BF tem três grupos de elétrons em torno do átomo central, que podem maximizar sua separação,
assumindo ângulos de ligação de 120º em um plano — uma geometria plana triangular.
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 Figura 10 – Geometria plana triangular das moléculas de BF3 e CH2O (TRO, 2017).
Para quatro grupos de elétrons, o tetraedro é a forma tridimensional que permite a máxima separação entre os grupos.
Quando se escreve a estrutura de Lewis para o CH4 no papel, pode parecer que a molécula seja plana quadrada, com ângulos
de ligação de 90. Porém, em três dimensões, os grupos de elétrons podem �car mais afastados um do outro formando a
geometria tetraédrica.
 Figura 11 – Geometria tetraédrica da molécula de CH4 (TRO, 2017).
Cinco grupos de elétrons em torno de um átomo central assumem uma geometria bipiramidal triangular. Nessa estrutura,
três dos grupos �cam em um único plano, como na con�guração plana triangular, enquanto os outros dois �cam posicionados
acima e abaixo desse plano. Os ângulos entre as posições equatoriais são de 120°, enquanto o ângulo entre as posições
axiais e o plano triangular é de 90°.
 Figura 12 – Geometria bipiramidal triangular da molécula de PCl5 (TRO, 2017).
Seis grupos de elétrons em torno de um átomo central assumem uma geometria octaédrica. Nessa estrutura, quatro dos
grupos �cam em um único plano, com um quinto grupo acima do plano e outro abaixo dele. Os ângulos dessa geometria são
todos de 90°.
 Figura 13 – Geometria octaédrica da molécula de SF6 (TRO, 2017).
 Atividade
1) Use os símbolos de Lewis para prever a fórmula do composto que se forma entre o cálcio e o cloro.
2) Use os símbolos de Lewis para prever a fórmula do composto que se forma entre o potássio e o cloro.
3) A substância CH4 é exemplo típico de qual tipo de ligação?
a) Ligação iônica
b) Ligação covalente
c) Ligação metálica
d) Ligação molecular
e) Ligação intermolecular
4) Diga a possível geometria para os seguintes compostos moleculares:
a) SO
b) SO2
c) SO3
d) NH3
e) H2S.
5) Toda ligação iônica é polar. Essa a�rmação está correta? Explique.
Referências
CESAR, E. T. REIS, R. C. ALIANE, C. S. M. Tabela periódica interativa. Disponível em: //qnesc.sbq.org.br/online/qnesc37_3/05-
EQM-68-14.pdf <//qnesc.sbq.org.br/online/qnesc37_3/05-EQM-68-14.pdf> . Acesso em: 10 jan. 2019.
IUPAC. Periodic Table of Elements. Disponível em: https://iupac.org/what-we-do/periodic-table-of-elements/
<https://iupac.org/what-we-do/periodic-table-of-elements/> . Acesso em: 10 mar. 2019;
NEIL, D. J. Química: a natureza molecular da matéria, v. 1. 7. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2017;
NEIL, D. J. Química: a natureza molecular da matéria. v 2. 7. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2017.
SANTOS, C. M. C.; CARVALHO, M. N.; LIMA, N. S. Química geral. 1. ed. Rio de Janeiro: Lexikon, 2015.
TRO, N. J. Química, uma abordagem molecular. v. 1. 3 ed. Rio de Janeiro: LTC, 2017.
Próxima aula
Diferentes ácidos e bases de Arrhenius e suas teorias;
Classi�cações dos tipos de óxidos;
Tipos de sais inorgânicos.
Explore mais
Assista ao vídeo As ligações químicas.
http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc37_3/05-EQM-68-14.pdf
https://iupac.org/what-we-do/periodic-table-of-elements/
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