As Ligações Químicas

LIGAÇÕES QUÍMICAS

Sal de cozinha é cloreto de sódio, NaCl, que consistem em sódio, Na+, e íons cloreto Cl-. A estrutura é mantida unida pelas atrações entre íons com cargas de sinais contrários, que podemos chamar de ligações iônicas. Por outro lado, o açúcar refinado não contém íons sob qualquer condição. Consiste em moléculas de sacarose, C12H22O11, nas quais as atrações chamadas ligações covalentes mantêm os átomos unidos.

As propriedades das substâncias são determinadas em grande parte pelas ligações químicas que mantém seus átomos unidos. Existem três tipos gerais de ligações químicas: iônica, covalente e metálica.

Símbolo de Lewis

Os elétrons envolvidos em ligações químicas são os elétrons de valência, os localizados no nível incompleto mais externo de um átomo. O químico americano G. N. Lewis (1875 – 1946) sugeriu uma maneira simples de mostrar os elétrons de valência dos átomos e seguir o rastro deles durante a formação da ligação, suando o que hoje conhecemos como símbolos de pontos de elétrons ou simplesmente símbolos de Lewis. O símbolo de Lewis para um elemento consiste do símbolo químico do elemento mais um ponto para cada elétron de valência. O enxofre, por exemplo, tem a configuração eletrônica [Ne] 3s2 3p4; logo, seu símbolo de Lewis mostra seis elétrons de valência:

[pic 1]

Os pontos são colocados nos quatro lados do símbolo atômico: acima, abaixo e dos lados esquerdo e direito. Cada lado pode acomodar até dois elétrons. Todos os lados do símbolo são equivalentes; a colocação de dois elétrons em um lado e um elétron do outro é arbitrária.

A regra do octeto

Os átomos freqüentemente ganham ou compartilham seus elétrons para atingir o numero de elétrons do gás nobre mais próximo deles na tabela periódica. Os gases têm distribuições eletrônicas muito estáveis, como evidenciado por suas altas energias de ionização, baixas afinidades por elétrons adicionais e deficiência geral de reatividade química. Como todos os gases nobres (exceto o He), têm oito elétrons de valência, e muitos átomos sofrendo reações também terminam com oito elétrons de valência. Essa observação levou a uma norma conhecida como regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam circundados por oito elétrons de valência.

Um octeto de elétrons constitui-se de subníveis s e p completos em um átomo. Em termos de símbolos de Lewis, um octeto pode ser definido como quatro pares de elétrons de valência distribuídos ao redor do átomo, como na configuração para o [Ne]. Existem muitas exceções à regra do octeto, mas ela fornece uma estrutura útil para introduzir muitos conceitos importantes de ligação.

Ligações iônicas

Quando o sódio metálico, Na(s), é colocado em contato com o gás cloro, Cl2(g), ocorre uma reação violenta. O produto dessa reação muito violenta é o cloreto de sódio, NaCl(s).

A formação de Na+ a partir de Na e de Cl- a partir de Cl2 indica que o átomo de sódio perdeu um elétron e um átomo de cloro ganhou um. A transferência de elétrons para formar íons de cargas opostas ocorre quando os átomos envolvidos diferem enormemente em suas atrações por elétrons. O NaCl é um composto iônico comum porque consiste em um metal de baixa energia de ionização e um não-metal com alta afinidade por elétrons. Usando os símbolos de pontos de elétrons de Lewis (e um átomo de cloro em vez da molécula Cl2), podemos representar essa reação como a seguir:

[pic 2]

A seta indica a transferência de um elétron do átomo de Na para um átomo de Cl. Cada íon tem um octeto de elétrons, o octeto no Na+ sendo os elétrons 2s2 2p6 que estão abaixo do único elétron de valência 3s do átomo de Na. Colocamos os colchetes ao redor do íon cloro para enfatizar que os oito elétrons estão localizados exclusivamente no íon Cl-.

Como as energias de ionização aumentam de forma rápida para cada elétron removido sucessivamente, as energias de rede dos compostos iônicos são em geral grandes o suficiente para compensar apenas a perda de até três elétrons dos átomos. Naturalmente, encontramos cátions com cargas 1+, 2+ ou 3+ em compostos iônicos.

Entretanto, muitos metais de transição têm mais de três elétrons além do cerne de gás nobre. A prata, por exemplo, tem configuração eletrônica [Kr] 4d10 5s1. Os metais do grupo 1B (Cu, Ag, Au) geralmente são encontrados como íons 1+ (como em CuBr e AgCl). Ao formar Ag+, o elétrons de 5s é perdido, deixando um subnível 4d totalmente preenchido. Como nesse exemplo, os metais de transição quase sempre não formam íons com configurações de gás nobre. A regra do octeto, apesar de útil, é claramente limitada em seu alcance.

Ao formar íons, os metais de transição perdem primeiro os elétrons s do nível de valência, em seguida, tantos elétrons d quantos necessários para atingir a carga do íon. Consideremos o Fe, com a configuração eletrônica [Ar] 3d6 4s2. Ao formar o íon Fe2+, os dois elétrons 4s são perdidos, levando a uma configuração eletrônica [Ar] 3d6. A remoção de um elétron adicional fornece o íon Fe3+, cuja configuração eletrônica é [Ar] 3d5.

Ligações covalentes

Substâncias iônicas possuem várias propriedades características. Normalmente são substâncias quebradiças com altos pontos de fusão. Em geral são cristalinas, significando que os sólidos têm superfícies planas que fazem ângulos característicos entre si. Cristais iônicos freqüentemente podem ser divididos, isto é, quebram-se de maneira regular em superfícies planas. Essas características resultam das forças eletrostáticas que mantém os íons em arranjo tridimensional rígido e bem-definido.

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