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.