Ligações Químicas

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Ligações Químicas
As ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem moléculas que, de forma organizada, constituem a base de substâncias e compostos, dando forma a tudo que existe no Universo, isso porque elas unem as moléculas para formarem moléculas mais compostas, e as mesmas se dão através da doação e recepção de elétrons entre os átomos. Sem as ligações, por exemplo, o oxigênio que respiramos não existiria, pois ele é nada menos que duas moléculas de oxigênio juntas, unidas por, quem diria, ligações químicas. Logo, elas estão em tudo que vemos, tocamos e sentimos – água, ar, metais...
A grande maioria das ligações, sendo importante salientar, não ocorrem de modo a pertencer 100% a um determinado grupo. O que ocorre é uma ligação x apresentar propriedades intermediárias a um e a outro grupo, mas esse aspecto raramente é abordado na literatura química, sendo então utilizada a classificação predominante para a ligação química em questão.
· Regra do Octeto
Qualquer átomo, exceto o hidrogênio, tem a tendência para formar ligações de forma a ficar rodeado por oito elétrons de valência, isto é, com a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo. Essa regra é válida, sobretudo, para os elementos do segundo período da Tabela Periódica.
Exceções a Regra do Octeto 
1. Compostos de Berílio (BeH2, BeF2) – Octeto Incompleto
2. Compostos de Boro (BF3, BH3) – Octeto Incompleto
3. Compostos de Alumínio (AlCl3, AlI3) – Octeto Incompleto
4. Óxidos Nítrico (NO) – Moléculas com Número Par de Elétrons
5. Óxidos de Azoto (NO2) – Moléculas com Número Par de Elétrons
6. Compostos de Enxofre (SF6) – Octeto Expandido
7. Compostos de Fósforo (PF5) – Octeto Expandido 
O Octeto Incompleto apresenta compostos onde o número de elétrons que rodeia o átomo central, numa molécula estável, é menor que oito. Já nas Moléculas com Número Par de Elétrons, é necessário um número par de elétrons para haver emparelhamento completo. E, por último, no Octeto Expandido, há mais do que oito elétrons de valência em torno do átomo.
· Tipos de Ligações
1. Ligação Iônica
As ligações iônicas ou eletrovalentes são o tipo de ligação química baseada na atração entre dois íons carregados com cargas opostas. É a força que mantém os átomos unidos, depois que um átomo cede definitivamente um ou mais elétrons para um átomo. 
Na formação da ligação iônica, o metal tem uma grande tendência a perder elétron(s), formando um íon positivo ou cátion, isso ocorre devido sua baixa energia de ionização, e o ametal (não metal) possui uma grande tendência a ganhar elétron(s), formando um íon de carga negativa ou ânion, devido sua grande afinidade eletrônica.
A regra do octeto pode ser utilizada para explicar de forma simples o que ocorre na ligação iônica, vejamos o exemplo: antes da formação da ligação iônica entre um átomo de sódio e cloro, as camadas eletrônicas se encontram da seguinte forma – 11Na: K=2; L=8; M=1 e 17Cl: K=2; L=8; M=7. O sódio possui um elétron na última camada (camada M), bastaria perder este elétron para ficar “estável” com oito elétrons na segunda camada (camada L). O cloro possui sete elétrons na sua última camada (camada M), logo, é bem mais fácil ele receber um elétron e ficar estável do que perder sete elétrons, sendo mais interessante o sódio doar um elétron e ao cloro receber um elétron.
Normalmente, os elementos que se ligam dessa maneira são os das famílias IA, IIA e IIIA com os das famílias VA, VIA e VIIA da Tabela Periódica.
O resultado final da força de atração entre cátions e ânions é a formação de uma substância sólida, em condições ambientes.
Características
· Sólidos cristalinos
· Elevados pontos de fusão e ebulição
· Duros e quebradiços
· Boa condutividade no estado líquido e dissolvidos em água
· Solvente principal: água
2. Ligação Metálica
Na ligação entre átomos de um elemento metálico, ocorre liberação parcial dos elétrons mais externos, com a consequente formação de cátions, que formam as células unitárias. Os átomos de um metal têm grandes tendências de perderem elétrons da sua última camada e transformarem-se em cátions. Esses elétrons, por sua vez, são simultaneamente atraídos por outros íons, que então o perdem novamente e assim por diante. Por isso, apesar de predominar íons positivos e elétrons livres, diz-se que os átomos de um metal são eletricamente neutros.
Propriedades dos Metais
· Brilho metálico característico
· Excelente condutiva térmica e elétrica
· Alta densidade
· Duros, mas com uma considerável maleabilidade, podendo ser moldados a quase qualquer forma 
· Ductilidade, ou seja, facilidade de formar fios
· Ponto de fusão e ebulição elevados
· Sólidos a temperatura ambiente, exceto o Hg e o Ga
· Doam 1, 2 ou 3 elétrons
Já os não-metais, ou ametais são altamente eletronegativos, isto é, ganham elétrons de valência de outros átomos mais facilmente do que libertam os seus.
Propriedades dos Ametais
· Não possui brilho
· Não são maleáveis 
· Não possuem ductilidade
· Não possuem uma boa condutividade térmica, nem elétrica
· São encontrados nos três estados físicos da matéria
· Formam ânions
Alguns dos Ametais Mais Importantes
· Carbono: está em toda parte na natureza, em todos os seres orgânicos existentes e em diversos minerais
· Nitrogênio: utilizado na produção de amônia e encontrado também nos explosivos, fogos de artifício e fertilizantes
· Fósforo: fora a sua conhecida função de fazer fogo, é utilizado também em fertilizantes, bombas e armas químicas
· Oxigênio: importante na respiração de quase todo ser vivo terrestre e um comburente no tratamento da água
· Enxofre: muito utilizado na fabricação de pólvora, fungicidas, borracha vulcanizada e ácido sulfúrico, sendo encontrado também em remédios como antibióticos
3. Ligação Covalente
As ligações covalentes ou moleculares trabalham em pares de elétrons que são compartilhados pelos núcleos, sendo que um elétron de cada par é cedido por cada um dos núcleos. Neste tipo de ligação, não há formação de íons, pois as estruturas formadas são eletronicamente neutras, como a água, por exemplo, que necessita de dois elétrons para ficar estável e o H (hidrogênio) irá compartilhar seu elétron com o O (oxigênio). Sendo assim, o oxigênio ainda necessita de um elétron para se estabilizar, então é preciso de mais um hidrogênio e esse hidrogênio compartilha seu elétron com o oxigênio, estabilizando-o, formando uma molécula de H2O.
Veja na tabela a seguir a quantidade de ligações covalentes que os principais ametais e semi metais podem realizar:
Características dos Compostos Moleculares
· Podem ser encontrados nos três estados físicos da matéria
· Apresentam ponto de fusão e ebulição menores que os compostos iônicos 
· Quando puros, não conduzem eletricidade
· Quando no estado sólido, podem apresentar dois tipos de retículos cristalinos – R. C. Moleculares e R. C. Covalentes
Já as ligações covalentes dativas ou coordenadas correm quando os elétrons envolvidos já atingiram a estabilidade com os oito ou dois elétrons na camada de valência. Sendo assim, eles compartilham seus elétrons disponíveis como se fosse um empréstimo para satisfazer a necessidade de oito elétrons do elemento com o qual está se ligando.
Há duas formas de apresentação das ligações covalentes: ou pela fórmula eletrônica de Lewis, onde elétrons da camada de valência são colocados ao redor do símbolo do elemento como “pontinhos”. Nela, cada par de elétrons compartilhado em uma ligação covalente é representado por um “enlaçamento” entre os dois “pontinhos”. Ou pela fórmula estrutural, onde cada par compartilhado é representado por um traço. 
 
4. Ligação por Ponte de Hidrogênio
Nas moléculas formadas por átomos de hidrogênio unidos a elementos com forte afinidade por elétrons, os átomos de hidrogênio são atraídos, simultaneamente, por vários outros átomos e formam pontes de hidrogênio. Esse tipo de ligação explica a estrutura e o comportamento de vários hidretos, ou combinações de hidrogênio com átomos de alta afinidade eletrônica, como o flúor – deque resulta o hidreto de flúor, o oxigênio – molécula de água e o nitrogênio – que dá origem ao amoníaco. Devido a essa associação, tais hidretos possuem pontos de fusão e de ebulição mais altos do que o esperado. A ligação por ponte de hidrogênio também pode explicar o porquê do gelo flutuar na água: sua densidade é menor, porque as pontes de hidrogênio formam espaços vazios na estrutura reticular do gelo que não existem no líquido.
Bibliografia:
· Chang, Raymond – Química Geral
· Padilha, Angelo Fernando – Materiais de Engenharia: Microestrutura e Propriedades
· Barros, H, L, C Química Orgânica, Belo Horizonte: SEGRAC
· Duarte, H, A Química Nova, 2001
· Wikipédia
· www.colanaweb.com.br
· www.infoescola.com.br
· www.mundoeducacao.bol.uol.com.br