Ligações Químicas

Ligação química é a força de atração que mantém os átomos unidos num agregado atômico.

Ligação Iônica: ocorre entre metais e não-metais e entre metais e hidrogênio.

Ligação covalente: ocorre entre não-metais e não-metais e entre hidrogênio e não-metais.

Ligação metálica: ocorre entre metais.

Modelos para explicar a existência dos diferentes tipos de ligação:

Teoria do octeto: segundo essa teoria os átomos tendem a imitar a estrutura eletrônica dos gases nobres. Para que isso seja possível, os átomos podem ganhar, perder ou compartilhar elétrons.

A ligação iônica é aquela que se dá através da transferência de elétrons.

A ligação covalente se dá através do compartilhamento de elétrons.

Teoria do orbital molecular: segundo essa teoria, a ligação química se forma devido à interpenetração de orbitais atômicos semipreenchidos, originando um orbital molecular.

A ligação iônica e a covalente são de mesma natureza, elas apenas diferem na intensidade com que o par de elétrons é atraído pelos átomos que se ligam.

É considerada ligação covalente, aquela realizada entre átomos com a mesma eletronegatividade.

Quando os átomos que se ligam apresentam diferentes eletronegatividades a ligação adquire caráter iônico. Quanto maior a diferença de eletronegatividade maior o caráter iônico da ligação.

Teoria da nuvem eletrônica: segundo esta teoria, os átomos de um metal permanecem unidos devido à atração entre os núcleos atômicos e a nuvem eletrônica formada pelos elétrons da camada de valência dos átomos.

Camada de valência é o número de elétrons que os átomos de um elemento químico possuem no nível mais externo.

Fonte: SILVA, Eduardo Roberto da & HASHIMOTO, Ruth R. Cursos Práticos Nova Cultural – Vestibular. Química.

Ligações Iônicas

A combinação de átomos de cerca de 90 elementos químicos permite formar milhares de substâncias, como os 4000 minerais conhecidos que estão presentes no solo.

O movimento ordenado de elétrons que se deslocam por um fio é denominado corrente elétrica.  

A água contém diversas substâncias dissolvidas que a tornam condutora de eletricidade.

Nas ligações iônicas, os materiais sólidos que não conduzem eletricidade, o fazem quando são dissolvidos em água. 

Os materiais desse grupo são denominados eletrólitos. Eletrólitos são substâncias que, quando dissolvidas em água, tornam a solução condutora de eletricidade.

Íons são átomos ou grupos de átomos que ganharam ou perderam elétrons, ficando eletricamente carregados, e que se unindo formam substâncias iônicas.

Existem dois tipos de íon:

Cátions são íons carregados positivamente. 

Ânions são íons carregados negativamente. 

Substâncias iônicas

Todas as substâncias iônicas são formadas por cátions e ânions. E o total de cargas positivas (cátions) é igual ao de negativas (ânions). Logo, as substâncias são eletricamente neutras.

As formas eletrostáticas (de atração e repulsão) existentes nas substâncias iônicas fazem com que os íons sejam arranjados de forma organizada: ao redor dos cátions estão ânions e ao redor dos ânions estão cátions. Essa organização é denominada rede cristalina ou retículo cristalino.

Para que ocorra condução de eletricidade é necessário que haja movimento de elétrons. 

Quando uma substância iônica é adicionada à água, processo denominado hidratação, cátions e ânions separam-se uns dos outros, podendo movimentar-se livremente. No processo de hidratação ocorre uma separação dos íons, ou seja, há uma dissociação iônica.

Nos sólidos iônicos os cátions estão fortemente atraídos pelos ânions e não possuem mobilidade. Por isso, os sólidos iônicos não conduzem eletricidade.

As forças de atração e repulsão eletrostáticas dependem do tamanho e das cargas dos átomos. O resultado do somatório dessas forças produz diferentes efeitos.

Ligação iônica

Com a formação dos íons, passa a existir atração eletrostática entre essas espécies químicas: íons positivos (cátions) atraem íons negativos (ânions). Essa interação entre cátions e ânions é denominada ligação iônica.

Esse tipo de ligação ocorre entre átomos que apresentam características opostas: os metais, que apresentam alta eletropositividade, e os não-metais que apresentam alta eletronegatividade. Na formação da ligação iônica, ou eletrovalente, os metais cedem elétrons e os não-metais recebem elétrons.

Possuem altos pontos de fusão e de ebulição, por causa da forte atração entre os íons vizinhos de cargas opostas, e tendem a ser sólidas nas condições ambientais.

Exemplos de substâncias iônicas:

Cloreto de sódio, NaCl. 

Brometo de potássio, KBr.

Cloreto de magnésio, MgCl2.

Óxido de alumínio, Al2O3.

Teoria do octeto:

O postulado básico da teoria do octeto diz que os átomos se tornam estáveis quando adquirem a estrutura eletrônica do gás mais próximo na tabela periódica. Para tal, os átomos podem ganhar ou perder elétrons.

Teoria do orbital molecular:

Segundo essa teoria, a ligação química se forma devido à interpenetração de orbitais atômicos semipreenchidos, originando um orbital molecular. A ligação iônica e a covalente são de mesma natureza, elas apenas diferem na intensidade com que o par de elétrons é atraído pelos átomos que se ligam. Quando os átomos que se ligam apresentam diferentes eletronegatividades a ligação adquire caráter iônico. Quanto maior a diferença de eletronegatividade, maior o caráter iônico da ligação.

A capacidade de ligação dos átomos está relacionada diretamente com o número de elétrons presentes em seus níveis mais externos e que vão participar das ligações químicas.

Valência é o número de elétrons que os átomos de um elemento químico possuem no nível mais externo, também denominado camada de valência.

Fonte: CANTO, Eduardo Leite do. Ciências Naturais: Aprendendo com o cotidiano. São Paulo: Editora Moderna, 2012.

Fonte: SANTOS & MOL. Química Cidadã: Volume 1. São Paulo: Editora AJS, 2013.

Fonte: SILVA, Eduardo Roberto da & HASHIMOTO, Ruth R. Cursos Práticos Nova Cultural – Vestibular. Química.

Fonte: Material de apoio ao currículo do Estado de São Paulo: Caderno do Professor, Química, Ensino Médio, 2ª Série. São Paulo: SE, 2014.

Modelo orbital e a distribuição eletrônica

A distribuição eletrônica, segundo o modelo orbital, permitirá conhecer a distância do elétron ao núcleo, o tipo de orbital que ocupa, a orientação espacial do orbital e o sentido de rotação do elétron. Para isso necessitamos, também, recorrer a algumas regras.

Um orbital pode conter no máximo dois elétrons. Dessa forma o subnível s pode abrigar no máximo dois elétrons, o subnível p (três orbitais) 6 elétrons, o subnível d (cinco orbitais) 10 elétrons  e o subnível f (sete orbitais) 14 elétrons.

Princípio da exclusão de Pauli: “Num mesmo átomo não podem existir dois elétrons com o mesmo conjunto de números quânticos”. 

Isso significa que os elétrons de um mesmo orbital devem apresentar spins contrários. Um elétron gira no sentido horário e outro no sentido anti-horário.

Os elétrons tendem a ocupar os orbitais de menor energia potencial em relação ao núcleo. 

Os orbitais mais energéticos só serão preenchidos quando os menos energéticos estiverem completos.

Orbitais de um mesmo subnível apresentam energia igual.

A ordem de preenchimento dos orbitais é dada pelo diagrama de Pauling. 

O sentido das setas indica valores de energia crescente e a ordem de preenchimento dos orbitais.

Regra da máxima multiplicidade de Hund: “Ao preencher os subníveis p, d e f, deve-se primeiro colocar os elétrons em orbitais vazios e com spins paralelos (mesmo sentido de rotação). Somente após o semipreenchimento de todos orbitais é que o segundo elétron deve ser adicionado”.

Cada orbital será representado por □ e os números quânticos magnéticos de cada orbital são:

O spin será representado por uma seta vertical. O spin -1/2 será representado por ↑ e o spin +1/2 por ↓.

O número de elétrons presentes num subnível deve ser indicado acima e a direita da letra. A notação 3p5 indica a presença de 5 elétrons no subnível p situado no terceiro nível de energia.

Fonte: SILVA, Eduardo Roberto da & HASHIMOTO, Ruth R. Cursos Práticos Nova Cultural – Vestibular. Química.

Os números quânticos

A descrição de um elétron como tendo tanto propriedades de partículas como de onda eletromagnética é feita a partir de uma complexa equação matemática. A resolução dessa equação fornece os parâmetros necessários para caracterizar um orbital num átomo. 

Esses parâmetros são chamados números quânticos. Cada orbital é caracterizado por três números quânticos: o número quântico principal, o número quântico secundário e o número quântico magnético. Um elétron é caracterizado por quatro números quânticos: os três que identificam um orbital e mais o número quântico de spin.

Número quântico principal (n)

Indica a região ao redor do núcleo onde o orbital está localizado. Essa região é chamada nível de energia e é representada pela letra n. O nível de energia corresponde às camadas eletrônicas anteriormente vistas. O número quântico principal pode assumir valores inteiros de um até, teoricamente, infinito, mas na prática verifica-se a existência de átomos contendo no máximo sete níveis de energia.

A expressão 2.n², onde n corresponde a um determinado nível de energia, permite calcular a máxima quantidade de elétrons que pode ocupar esse nível. A quantidade de elétrons presentes nos níveis de energia pode ser menor do que a máxima quantidade prevista teoricamente.

nível de energia (n)	1	2	3	4	5	6	7
nº máximo de elétrons permitido	2	8	18	32	50	72	98

Número quântico secundário ou azimutal (ℓ)

Indica a forma geométrica do orbital que será sempre a mesma independente do nível de energia onde estiver situado. É representado pela letra ℓ e pode assumir os valores de 0 até n-1. Na prática são conhecidos 4 valores para ℓ: 0, 1, 2 e 3. É comum associar o número quântico secundário a letras. Assim temos:

ℓ	0	1	2	3
orbital	s	p	d	f

O orbital s apresenta forma esférica. O elétron não é mais considerado um ponto com localização determinada. Ao invés disso, ele é representado de forma difusa mostrando que ele pode ser encontrado em qualquer região do orbital.

O orbital p apresenta a forma de um par de halteres, estando o núcleo entre os dois halteres.

Os outros orbitais, possuem forma geométrica complexa.

Número quântico magnético (m)

Indica a orientação do orbital no espaço. É representado pela letra m. O número de orientações que um orbital pode apresentar é dado pela expressão 2. ℓ + 1. Dessa forma temos:

orbital	número quântico secundário	número de orientações no espaço (2 ℓ + 1)	valores de m
s p d f	0 1 2 3	2.0+1=1 2.1+1=3 2.2+1=5 2.3+1=7	0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

A orientação de um orbital é dada em função do sistema tridimensional de eixos cartesianos. Assim é lógico admitir que o orbital s, por apresentar forma esférica, deva apresentar somente uma orientação no espaço. Os orbitais p podem se orientar de acordo com os eixos x, y e z do sistema de eixos cartesianos.

O conjunto dos três orbitais p é chamado subnível p.

Os orbitais d e f apresentam, respectivamente, 5 e 7 orientações no espaço. O conjunto dos cinco orbitais d é chamado subnível d e o conjunto dos sete orbitais f de subnível f.

Número quântico de spin (s ou ms)

Indica o sentido de rotação do elétron ao redor de seu eixo. É representado por s ou ms e pode ter dois valores -1/2 e +1/2. Arbitrariamente, ao sentido de rotação anti-horário é associado o valor -1/2 e ao sentido de rotação horário o valor +1/2.

Fonte: SILVA, Eduardo Roberto da & HASHIMOTO, Ruth R. Cursos Práticos Nova Cultural – Vestibular. Química.

Modelo Orbital

Esse modelo foi elaborado por volta de 1925. Ele leva em consideração duas ideias importantes sobre o comportamento da matéria: o caráter de onda eletromagnética que o elétron apresenta e a impossibilidade de se conhecer simultaneamente a posição e a velocidade de um elétron.

Em 1924, Louis de Broglie verificou experimentalmente que, dependendo das condições a que era submetido, o elétron ora apresentava propriedades de partículas, ora propriedades de onda eletromagnética. O elétron não podia ser encarado nem como partícula material nem como onda eletromagnética, ele teria um duplo caráter. 

Por essa mesma época, Werner Heisenberg estabeleceu o Princípio da Indeterminação de Heisenberg. Segundo esse princípio é impossível determinar com precisão a velocidade e a posição de um elétron. Isto porque, sendo o elétron uma partícula extremamente pequena, qualquer tentativa experimental no sentido de localizar sua posição interferirá em seu movimento.

Em vista dessas novas ideias a respeito da matéria, não faz sentido falar em órbitas descritas pelos elétrons ao redor do núcleo. Foi, então, desenvolvido o conceito de orbital.

Orbital é a região ao redor do núcleo onde é mais provável se encontrar um elétron.

Fonte: SILVA, Eduardo Roberto da & HASHIMOTO, Ruth R. Cursos Práticos Nova Cultural – Vestibular. Química.

Elementos Químicos

Substâncias-chave

Todas as substâncias no universo podem ser divididas em pequenas partes até se transformarem nas mais simples já conhecidas: os elementos químicos. Ouro, carbono e oxigênio são alguns exemplos. Cada elemento tem características químicas e físicas exclusivas, porque é composto por seus próprios átomos. Todos os átomos de um elemento são iguais, com o mesmo número de prótons e outras partes, e diferentes dos átomos de todos os outros elementos.

Organizando os elementos

O número atômico de um elemento é igual ao número de prótons em seu núcleo. Os elementos podem ser listados desde o mais leve, o hidrogênio (número atômico 1), até os mais pesados, como o laurêncio (número atômico 103). 

O químico russo Dmitri Mendeleév organizou-os na Tabela Periódica. 

Os elementos contidos numa coluna vertical, ou Grupo, são semelhantes uns aos outros em características químicas e físicas, mas ficam mais pesados a cada “degrau” que descem. 

Os elementos numa linha horizontal, ou Período, são mais pesados da esquerda para a direita, somando-se um a cada vez. Cada um também se torna menos reativo ou menos apto a se juntar com outros elementos, dependendo do número de elétrons e espaços para elétrons em sua órbita mais externa. 

Os elementos mais reativos estão do lado esquerdo e os menos reativos, do lado direito.

Os elementos também mudam suas características de forma diferente dos Grupos/Períodos, em dois subgrupos: A e B.

O período ou linha 1A é um “caso especial”, com apenas os dois elementos mais leves: hidrogênio e hélio.

Os elementos do Grupo 1 (laranja), conhecidos como metais alcalinos, são maleáveis e reagem rapidamente.

Os elementos do Grupo ou coluna 2A (amarelo), chamados de metais alcalino – terrosos, são razoavelmente maleáveis e reativos.

Alguns elementos dos grupos 3A a 7A (cinza) são chamados de metais pobres.

Os outros elementos nos grupos 3A a 7A são chamados de não-metais.

Os elementos a partir do Grupo 3B (rosa) são, em sua maioria, duros, brilhantes e conhecidos como elementos de transição.

Os elementos do Grupo 8 (azul) são conhecidos como gases nobres e raramente reagem com outros elementos.

Cada uma destas linhas (salmão e lilás), os lantanídeos e os actinídeos, se encaixa em uma única posição na tabela principal.

É fato

Os elementos identificados mais recentemente não foram encontrados na natureza; eles foram criados por cientistas.

Novos elementos criados por cientistas são frequentemente instáveis e duram poucas frações de segundo, então se desfazem. É por isso que não são encontrados na natureza.

Faíscas de conhecimento

Além do número atômico, cada elemento tem também uma massa atômica. Esse é o “peso” relativo do núcleo do átomo – prótons e nêutrons somados. O número atômico do chumbo é 82, mas sua massa atômica é 207.

Os cientistas dão um símbolo para cada elemento. Normalmente, é a primeira letra do seu nome, como O para oxigênio ou C para carbono. Se dois ou mais elementos começarem com a mesma letra, uma segunda letra, minúscula, é adicionada. Assim, o símbolo do hidrogênio é H e do hélio é He.

Desde 1969, foram descobertos mais de 30 elementos com átomos grandes, chamados de “transurânicos”.

Gases nobres

O Grupo 8, bem do lado direito da tabela, contém elementos que são muito especiais. Ele também é chamado de Grupo 0, pois nas órbitas externas dos átomos desses elementos não faltam elétrons. Com essa órbita cheia, seus átomos não têm a necessidade de compartilhar elétrons com outros átomos, tornando-os extremamente estáveis e não-reativos. Eles também são chamados de gases nobres, porque se mantêm separados de outros elementos químicos. 

Gases nobres, como argônio ou o criptônio, são usados em lâmpadas, pois são tão pouco reativos que não irão queimar o filamento – aquela finíssima mola que fica dentro da lâmpada. O neônio, da luz neon, é usado pela mesma razão, para que possa brilhar sem reagir.

Uma corrente elétrica enviada para a lâmpada faz com que o filamento brilhe, gerando luz. O argônio dentro da lâmpada protege o filamento para que não se queime.

Compostos

Elementos puros são muito raros na natureza. A maioria das substâncias é composta por dois ou mais elementos unidos em um composto que, porém, não é apenas uma mistura desses elementos. Quando se combinam, os elementos são alterados quimicamente, formando uma substância nova. 

O sódio, por exemplo, é um elemento que entra em efervescência quando em contato com a água, enquanto o cloro é um gás espesso e verde. Combinados, os dois formam um composto chamado cloreto de sódio, que é o sal de cozinha comum.

Ovos são um composto de enxofre, carbono, nitrogênio, fósforo, hidrogênio e oxigênio.

O ácido cítrico, encontrado no suco de limão, é um composto de hidrogênio, oxigênio e carbono misturados à água.

Quando alimentos como ovos, manteiga e açúcar são misturados e cozidos, o calor liga os diferentes compostos, criando um novo composto.

Fonte: FARNDON, John & GRAHAM, Ian. O Mundo da Ciência: Descobrindo a Ciência. São Paulo: Ciranda Cultural, 2009.