Ligações Químicas (2)

Autoria: Janaína Jasmim Corabe

Estruturas de Lewis – Os químicas Walter Kossel (1888-1956) e G. N. Lewis (1875-1946) foram os primeiros a desenvolver um modelo eletrônico para forças, chamadas ligações , que mantêm os átomos unidos. O primeiro concentrou-se nas substâncias iônicas e o segundo nas moleculares.

Regra do octeto- Já os elementos, segundo Lewis, tendem a adquirir elétrons até possuir oito no nível mais exterior. Este número coincide com os elétrons externos dos gases nobres (estável e bastante inertes), com exceção do hélio. Diferentes formas de adquirir elétrons originam os diversas classes de ligação.

Ligação Iônica – É aquela que ocorre transferência de elétrons de um átomo para outro. Neste caso, há sempre um elemento que tende a ceder (metal) e outro que pode receber ( não- metal e hidrogênio). Como, ao perder elétrons, um átomo fica com carga positivam, e o outro, o que recebe fica com carga negativa, diz-se que a ligação iônica dá origem a cátions (+) e ânions (-) ou genericamente a íons.

O modelo iônico- Segundo este modelo, o elemento eletropositivo perde seus elétrons de valência em favor do elemento eletronegativo, como acontece com o cloreto de sódio. O sódio, situado no grupo 1 A, possui um único elétron em seu último nível. Para formar uma ligação iônica, ele vai perder este elétron com pequeno consumo de energia ( energia de ionização ). O cloro, situado no grupo VII A, tem sete elétrons de valência e pode admitir um com desprendimento de energia. O íon Cl` e o Na+ se atraem por forças eletrostáticas: Cl` (g) + Na+ (g) ® NaCl (s).

Propriedades dos compostos iônicos – Devido à forte atração entre os íons positivos e negativos, os compostos iônicos são sólidos cristalinos duros, mas friáveis. Possuem uma elevada temperatura de fusão e em estado sólido não conduzem corrente elétrica. Podem ser solúveis em água ou não. Compostos iônicos com energia reticular (energia do cristal) muito alta não se dissolvem em solução aquosa. Com baixa energia se dissolvem mais facilmente, conduzindo corrente elétrica. Também a conduzem em estado líquido, ou seja, fundidos, por tirar mobilidade das cargas.

Ligação Covalente- Quando dois átomos mais eletronegativos são iguais ou quando se encontram unidos formando um composto ou um elemento, o modelo de ligação iônica não é aplicável. Isso porque os dois átomos tendem a receber elétrons e são praticamente incapazes de cedê-los.

O modelo covalente- Nele, os átomos adquirem os oito elétrons em seu nível externo por compartilhamento, como indica a regra do octeto.

Classes de ligação covalente- As ligações covalentes podem ser classificadas segundo o número de pares de elétrons compartilhados pelos elementos. Simples: uma ligação entre dois átomos. Dupla: dois pares de elétrons compartilhados. Tripla: compartilhamento de três pares de elétrons entre dois átomos.

Propriedades- Todos os gases e líquidos são covalentes em temperatura ambiente. Também existem sólidos covalentes, mas suas propriedades são muito irregulares. Nos sólidos duríssimos, como o diamante, as ligações covalentes são em cadeia. Nos sólidos de baixo ponto de fusão, como o açúcar, a união é entre moléculas devido à sua polaridade. Os compostos covalentes polares são solúveis em água e os apolares não. Não conduzem corrente elétrica em estado sólido, nem quando dissolvidos ( há exceções, como os ácidos) ou fundidos.

Polaridade- Se os átomos unidos forem iguais, os dois atraem os elétrons com a mesma força. A molécula assim formada tem o centro de carga negativa, portanto é apolar. Se os átomos unidos forem diferentes, um atrairá os elétrons compartilhados com maior força, criando-se assim uma polaridade.

dipolo- Quando existe polaridade, a molécula age como um dipolo O elemento eletronegativo será o pólo negativo e o eletropositivo, o pólo positivo.

Forças Intermoleculares- Os compostos covalentes são formados por extensas cadeias, o que explicaria o estado sólido pelo tamanho e massa das moléculas: é o caso do diamante, do quartzo ou de muitas proteínas. Outras vezes, formam moléculas com um pequeno número de átomos: I2, H2O ou HCHOH. Nesses três casos, espera-se um estado gasoso. Mas no primeiro, o estado é sólido e nos outros dois, líquido. Isso porque a atração entre as moléculas dessas substâncias é diferente e há vários tipos de interações intermoleculares .O tipo de interação é responsável por várias propriedades químicas e físicas: quanto mais forte a interação entre as partículas, maior seu ponto de ebulição por exemplo.

Forças de Van der Waals- Essa forças devem-se à polaridade das moléculas. Agem inclusive quando uma das moléculas presentes não é polar. A presença de polaridade deforma a nuvem eletrônica da molécula não- polar até criar uma polaridade. Assim como um pedaço de ferro se transforma em ímã em presença de um campo magnético.

Ligação de hidrogênio- São mais intensas que as forças de Van der Waals. Agem quando um dos pólos da molécula é hidrogênio e o outro, um elemento bastante eletronegativo, como o oxigênio ou o flúor. As forças eletrostáticas de atração são muito intensas, mas não tão fortes quanto uma ligação covalente.

Ligação Metálica- Considera-se que um metal é formado por cristais entrecruzados formados por íons positivos. Os elétrons “banham” esses íons movendo-se livremente por todos os cristais, como um gás num recipiente fechado. Esses elétrons são os chamados elétrons de valência, pouco unidos ao núcleo nos elementos eletropositivos. Este modelo explica as propriedades mecânicas dos metais: maleabilidade, ductibilidade e condutividade elétrica e térmica.