Ligações Químicas

LIGAÇÕES QUÍMICAS

Os átomos dificilmente ficam sozinhos na natureza. Eles tendem a se unir uns aos outros, formando assim tudo o que existe hoje.

Alguns átomos são estáveis, ou seja, pouco reativos. Já outros não podem ficar isolados. Precisam se ligar a outros elementos. As forças que mantêm os átomos unidos são fundamentalmente de natureza elétrica e são chamadas de Ligações Químicas.

Toda ligação envolve o movimento de elétrons nas camadas mais externas dos átomos, mas nunca atinge o núcleo.

ESTABILIDADE DOS GASES NOBRES

De todos os elementos químicos conhecidos, apenas 6, os gases nobres ou raros, são encontrados na natureza na forma de átomos isolados. Os demais se encontram sempre ligados uns aos outros, de diversas maneiras, nas mais diversas combinações.

Os gases nobres são encontrados na natureza na forma de átomos isolados porque eles têm a última camada da eletrosfera completa, ou seja, com 8 elétrons. Mesmo o hélio, com 2 elétrons, está completo porque o nível K só permite, no máximo, 2 elétrons.

Regra do Octeto – Os elementos químicos devem sempre conter 8 elétrons na última camada eletrônica ou camada de valência. Na camada K pode haver no máximo 2 elétrons. Desta forma os átomos ficam estáveis, com a configuração idêntica à dos gases nobres.

Observe a distribuição eletrônica dos gases nobres na tabela a seguir:

NOME SÍMBOLO Z K L M N O P Q

HÉLIO He 2 2 - - - - - -

NEÔNIO Ne 10 2 8 - - - - -

ARGÔNIO Ar 18 2 8 8 - - - -

CRIPTÔNIO Kr 36 2 8 18 8 - - -

XENÔNIO Xe 54 2 8 18 18 8 - -

RADÔNIO Rn 86 2 8 18 32 18 8 -

A estabilidade dos gases nobres deve-se ao fato de que possuem a última camada completa, ou seja, com o número máximo de elétrons que essa camada pode conter, enquanto última. Os átomos dos demais elementos químicos, para ficarem estáveis, devem adquirir, através das ligações químicas, eletrosferas iguais às dos gases nobres.

Há três tipos de ligações químicas:

- Ligação Iônica – perda ou ganho de elétrons.

- Ligação Covalente – compartilhamento de elétrons.

- Ligação Metálica – átomos neutros e cátions mergulhados numa "nuvem" de elétrons.

LIGAÇÃO IÔNICA

A ligação iônica é resultado da alteração entre íons de cargas elétricas contrárias (ânions e cátions).

Esta ligação acontece, geralmente, entre os metais e não-metais.

Metais – 1 a 3 elétrons na última camada; tendência a perder elétrons e formar cátions. Elementos mais eletropositivos ou menos eletronegativos.

Não-Metais – 5 a 7 elétrons na última camada; tendência a ganhar elétrons e formar ânions. Elementos mais eletronegativos ou menos eletropositivos.

Então:

METAL + NÃO-METAL → LIGAÇÃO IÔNICA

Exemplo: Na e Cl

Na (Z = 11) K = 2 L = 8 M = 1

Cl (Z = 17) K = 2 L = 8 M = 7

O Na quer doar 1 é → Na+ (cátion)

O Cl quer receber 1 é → Cl – (ânion)

O cloro quer receber 7é na última camada. Para ficar com 8é (igual aos gases nobres) precisa de 1é.

Na+ Cl – → NaCl

cátion ânion cloreto de sódio

As ligações iônicas formam compostos iônicos que são constituídos de cátions e ânions. Tais compostos iônicos formam-se de acordo com a capacidade de cada átomo de ganhar ou perder elétrons. Essa capacidade é a valência.

Observe a tabela com a valência dos elementos químicos (alguns alcalinos, alcalinos terrosos, calcogênios e halogênios):

SÍMBOLO ELEMENTO QUÍMICO CARGA ELÉTRICA

Na SÓDIO +1

K POTÁSSIO +1

Mg MAGNÉSIO +2

Ca CÁLCIO +2

Al ALUMÍNIO +3

F FLÚOR -1

Cl CLORO -1

Br BROMO -1

O OXIGÊNIO -2

S ENXOFRE -2

Valência de outros elementos químicos:

SÍMBOLO ELEMENTO QUÍMICO CARGA ELÉTRICA

Fe FERRO +2

Fe FERRO +3

Ag PRATA +1

Zn ZINCO +2

Exemplo: Mg e Cl

Mg+2 Cl 1- → MgCl2

cátion ânion cloreto de magnésio

Pode-se utilizar a “Regra da Tesoura”, onde o cátion passará a ser o número de cloros (não-metal) na fórmula final e o ânion será o número de magnésio (metal).

Outro exemplo: Al e O

Al +3 O -2 → Al2O3

cátion ânion óxido de alumínio

Neste caso, também foi utilizada a “Regra da Tesoura”.

A fórmula final será chamada de íon fórmula.

Fórmula Eletrônica / Teoria de Lewis

A fórmula eletrônica representa os elétrons nas camadas de valência dos átomos.

Ex.