Fundamentos

Ligações químicas

Ligação química é a denominação dada às forças, fundamentalmente de natureza elétrica, que mantêm os átomos unidos.

Os átomos combinam entre si ou com outros elementos em busca da estabilidade. A observação do comportamento dos gases nobres (família 8A ou 0), que são livres ou isolados na natureza, levou à conclusão de que a estabilidade está relacionada com a configuração eletrônica do elemento. 

teoria do octeto

Em 1919, o norte-americano Irving Langmuir enunciou a teoria do octeto, que afirma o seguinte: “a tendência dos átomos é adquirir oito elétrons na última camada, excetuando-se a camada K, que comporta somente dois elétrons”. Assim, quando se combinam, os átomos alcançam a estabilidade, perdendo, recebendo ou mesmo compartilhando elétrons. Em função disso, as ligações químicas são classificadas em três tipos: iônica, covalente e metálica.  

ligação iônica

A ligação iônica é um processo de transferência de elétrons entre os átomos, ou seja, um átomo cede elétrons enquanto outro recebe elétrons para alcançar a estabilidade. A ligação iônica ocorre entre metais e não-metais.

Os metais são elementos que contêm poucos elétrons na última camada, assim a tendência desses elementos é perder esses elétrons que apresentam baixa energia de ionização. Quando perdem elétrons, os metais formam íons positivos, denominados cátions.

Os não-metais apresentam em geral vários elétrons na última camada (acima de quatro); assim, preferem receber elétrons formando íons negativos, denominados ânions. Exemplos:

Os átomos de sódio e cloro, após o processo descrito, alcançam a estabilidade química obedecendo à regra do octeto. Na combinação, há necessidade de um átomo de sódio para um átomo de cloro. Formados o cátion e ânion, eles se atraem por forças eletrostáticas resultando no par iônico que pode ser representado pela fórmula iônica Na+CI ou molecular NaCI. Na prática, milhares de átomos de sódio e cloro reagem entre si.

energia reticular

A energia liberada pelos pares iônicos na formação do cristal é denominada de energia reticular. Analisando a ligação iônica sob o aspecto energético, percebe-se que a formação do cátion e do ânion, no estado gasoso, é acompanhada de trocas de energia absorvida ou liberada, respectivamente. O balanço dessas energias resulta num sistema de alto conteúdo energético. Para obter um estado energético menor, mais estável, os pares iônicos movimentam-se para formar o retículo cristalino ou sólido iônico.

ligação covalente

       Ligação covalente é outra forma de combinação entre átomos que, para adquirirem estabilidade, compartilham elétrons. Em geral, esse tipo de ligação ocorre entre átomos que apresentam vários elétrons na última camada (não-metais e semi-metais ).0 hidrogênio, apesar de ter apenas um elétron, também se combina por covalência adquirindo estrutura semelhante à do hélio, gás nobre. A ligação covalente pode ser de dois tipos: covalente comum e covalente dativa ou coordenada.

ligação covalente comum

Na ligação covalente comum, o compartilhamento de elétrons é efetuado através da sociedade de elétrons fornecidos por ambos os átomos. Podem ser com partilhados um, dois ou três pares eletrônicos que constituem as ligações simples, dupla ou tripla, respectivamente.

Um exemplo bastante simples de ligação covalente comum é a molécula de hidrogênio (H2) cujos átomos apresentam apenas um elétron, ou seja, 1s1. Os dois átomos aproximam-se até uma certa distância internuclear e atingem um nível de energia mínimo, ou seja, uma situação de estabilidade máxima, caracterizada por um equilíbrio máximo entre as forças de atração e de repulsão elétricas existentes entre os dois núcleos e os elétrons das duas eletrosferas. Os dois orbitais se superpõem e forma-se o orbital molecular, constituído de um par eletrônico e denominado de ligação simples.

 átomos de H isolados

 fórmulas de substâncias

A fórmula de substâncias moleculares pode ser representada de três modos diferentes, ou seja, por meio da fórmula eletrônica (estrutura de Lewis), por meio da fórmula estrutural plana e por meio da fórmula molecular. No caso do hidrogênio as representações são: 

H • • H => fórmula eletrônica

H — H => fórmula estrutural plana

H2             => fórmula molecular

 Na molécula de gás carbônico (CO2), a estabilidade ocorre através de ligações duplas e na molécula de nitrogênio (N2), a estabilidade ocorre através de ligações triplas. 

As fórmulas dessas substâncias são:

A eletronegatividade dos elementos químicos influencia as ligações covalentes comuns de tal forma que se podem distinguir dois tipos de moléculas: as polares e as apolares. 

Ligação covalente polar

Na ligação covalente polar, quando os elementos químicos que participam da ligação são diferentes, os átomos mais eletronegativos atraem para si o par eletrônico da ligação. Dessa forma, a molécula se comporta como um dipolo elétrico devido à diferença de densidade eletrônica ao redor dos átomos. 

Ligação covalente apolar

Quando os átomos são iguais, as eletronegatividades são idênticas e o par eletrônico da ligação fica equidistante dos dois átomos, exatamente no eixo de simetria. Nesse caso a ligação é covalente apoiar. 

Ligação covalente dativa

Na ligação covalente dativa ou coordenada, o compartilhamento de elétrons é formado por par eletrônico proveniente de apenas um átomo participante da ligação.

Na molécula do dióxido de enxofre (SO2), por exemplo, o átomo de enxofre atinge o octeto ao se ligar a um átomo de oxigênio numa ligação dupla; porém o segundo oxigênio deve ligar-se por meio da ligação dativa. Na fórmula estrutural plana, a ligação dativa é indicada por uma seta que parte do átomo doador para o átomo receptor. No caso do SO2 tem-se a seguinte configuração eletrônica para o enxofre e para o oxigênio:

ligação metálica

A principal característica dos elementos metálicos é apresentar poucos elétrons na última camada, ou camada de valência; portanto, tendem a ceder elétrons. Na ligação metálica, átomos liberam elétrons mais externos (elétrons de valência) formando íons positivos ou cátions.

Os íons estão posicionados em estruturas bem organizadas denominadas retículo cristalino. Os elétrons livres movimentam-se dentro dos limites da estrutura como uma nuvem eletrônica. íons e elétrons são mutuamente atraídos por atração eletrostática. O modelo também é conhecido como gás eletrônico.

O modelo do gás eletrônico ou nuvem eletrônica explica a propriedade de alta condutibilidade elétrica, pois os elétrons livres favorecem a rápida transmissão de carga elétrica através do metal, quando se aplica uma diferença de potencial elétrico. O calor também é facilmente transferido pelos elétrons livres ou por vibração de íons no retículo cristalino.

Quando é submetido à luz visível, o metal absorve todas as freqüências de radiações e, portanto, apresenta-se opaco. Porém, quando a superfície está limpa, o metal é brilhante, prateado ou cinzento (com exceção do ouro e cobre, que são amarelados). Nesse caso, os elétrons livres da superfície metálica absorvem as radiações da luz, oscilam e aceleram a reflexão total dando origem ao brilho metálico.

estrutura cristalina

Estudos por difração de raio-X dos metais revelam  que os átomos apresentam-se em arranjo regular, geométrico, no espaço e o seu empacotamento, isto é, a maneira como os átomos estão reunidos, é compacto. Os átomos do metal são idênticos entre si, assim como as forças de atração, o que favorece a formação de camadas compactas sem desperdício de espaço. Outros compostos apresentam arranjos espaciais menos compactos devido às forças de ligações específicas entre os átomos. Esse arranjo tridimensional simétrico no espaço é denominado retículo cristalino ou rede cristalina.

número de coordenação

No retículo cristalino, cada átomo apresenta um número de vizinhos, denominado número de coordenação, O número de coordenação para metais é alto (8 ou 12). para sólidos tônicos é intermediário (4 a 8) e para sólidos moleculares é baixo (1 a 6). Esta variação explica a densidade dos três tipos de sólidos, onde os metais que apresentam empacotamento compacto são mais densos.

célula unitária

O sistema cristalino ou rede cristalina é formado por um conjunto contínuo e paralelo de uma unidade básica que apresenta também uma simetria geométrica denominada célula unitária.

O retículo cristalino divide-se em sete formas geométricas: cúbico, hexagonal, tetragonal, ortorrômbico, monoclínico, triclínico e romboédrico. Os metais mais comuns, com exceção do magnésio e do zinco que são hexagonais, apresentam-se na forma cúbica.

No reticulo cristalino, os átomos apresentam arranjos diferentes, formando os tipos de células unitárias.

 

Quando as diferenças de eletronegatividade entre os elementos da ligação química são altas, diz-se que a ligação é tão polarizada que passa a constituir a ligação iônica.

Além das ligações normais que ocorrem entre os átomos – iônica, covalente e metálica – destacam-se ainda as forças intermoleculares, isto é, ligações que ocorrem entre as moléculas.

Ligações intermoleculares

As principais ligações intermoleculares são as ligações dipolo-dipolo; pontes de hidrogênio e forças de Van der Walls (ou de London).

dipolo-dipolo

Quando uma molécula é polar, como por exemplo o HCI, percebe-se uma extremidade mais eletropositiva e outra mais eletronegativa. O lado positivo de uma molécula atrai o lado negativo de uma molécula vizinha; o lado positivo dessa molécula vizinha, por sua vez, atrai o lado negativo de outra e assim por diante. Essas forças recebem o nome de ligações dipolo-dipolo.

pontes de hidrogênio

As pontes de hidrogênio são um caso extremo de atração dipolo-dipolo, em que o hidrogênio se liga a átomos pequenos e fortemente eletronegativos, especialmente o flúor, o oxigênio e o nitrogênio. A forte atração que se estabelece entre o hidrogênio e esses elementos chama-se ligação ou ponte de hidrogênio, e existe fundamentalmente nos estados sólido e líquido.

A água (H2O) é um dos compostos que apresenta pontes de hidrogênio acentuadas. Essas pontes são responsáveis pelo elevado ponto de ebulição da água e pelo seu ponto de fusão. A água apresenta ponto de ebulição mais alto que compostos semelhantes, tais como: H2S, H2Se e H2Te. Na tabela periódica, o oxigênio (O), o enxofre (S), o selênio (Se) e o telúrio (Te) pertencem à mesma família.

pontes de hidrogênio na água líquida e na água sólida (gelo)

Uma molécula, mesmo sendo apoiar, é formada por muitos elétrons que se movem; pode ocorrer, num dado instante, uma maior concentração de elétrons em um lado da molécula, o suficiente para polarizá-la por um instante. Estando polarizada momentaneamente, a molécula, por indução elétrica, provocará a polarização de uma molécula vizinha (dipolo induzido), resultando uma atração fraca entre ambas. Essa atração é chamada de força de Van der Waals ou força de dispersão de London.

Por exemplo, no cloro sólido, a ligação que une Cl – Cl para formar a molécula é a ligação covalente normal. Aquelas que mantêm as moléculas unidas entre si, no estado sólido, são as ligações de Van der Waals.

forças de Van der Waals

As ligações dipolo-dipolo não se aplicam às moléculas apolares, como por exemplo H2, F2, Cl2, CO2, CCI4 , nem aos gases nobres que são formados por átomos isolados. Não havendo atração elétrica entre essas moléculas, elas deveriam permanecer afastadas, ou seja, somente no estado gasoso; contudo, muitas substâncias apolares são líquidas e, mesmo quando gasosas, como H2, F2, podem ser liquefeitas e solidificadas sob temperaturas muito baixas; a explicação para a união dessas moléculas está nas forças de Van der Waals, ou forças de dissipação de London, que são fraquíssimas quando comparadas com as forças dipolo-dipolo.

Evidentemente as atrações entre dipolos temporários são muito mais fracas que as atrações entre dipolos permanentes e isto explica porque é muito mais difícil liquefazer e solidificar as substâncias polares do que as polares.

Por exemplo, enquanto o gás clorídrico(HCI, polar) passa para o estado líquido a -83°C, o gás flúor (F2, apolar) só será liquefeito a -187°C.

 Link Relacionado:

Soldagem – Coleção tecnológica SENAI – 1ª ed. 1997

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1 Comentário
  • Infosolda
    janeiro 2, 2019 at 3:34 pm

    Boa Tarde Rosilene obrigado por nos avisar, já realizamos a devida correção.

    A equipe Infosolda agradece o contato.

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