Ligações químicas

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As ligações químicas são fundamentais para o entendimento da formação de moléculas, suas formas e suas características físicas. Existem três tipos principais de ligações, que veremos a seguir: a ligação iônica, covalente e metálica.

Regra do octeto

A regra do octeto surgiu da observação de gases nobres e a estabilidade que possuem por terem oito elétrons na camada de valência (a camada mais externa).

Assim, um átomo se torna estável quando possui oito elétrons em sua camada de valência. Existe, entretanto, uma exceção: observou-se que quando o átomo possui somente uma camada, ele se torna estável com apenas dois elétrons.

Ligação iônica

A ligação iônica, também conhecida como eletrovalente, é realizado entre íons (cátions e ânions).

Nessa ligação, os íons, átomos carregados positiva ou negativamente, se unem formando um composto chamado de composto iônico através de uma interação eletrostática.

Dessa maneira, o íon que possui uma quantidade pequena de elétrons em sua camada de valência acaba cedendo o(s) elétron(s) para o íon que possui uma quantidade significativa de elétrons em sua camada de valência. Com isso o primeiro íon reduz sua camada ficando estável e o segundo adquire oito elétrons em sua camada.

Ligação covalente

As ligações covalentes também são chamadas de ligações moleculares. A ligação covalente é dada pelo compartilhamento de elétrons para a geração de moléculas estáveis.

Esse tipo de ligação se vê muito presente nas cadeias orgânicas, onde elementos como o carbono, nitrogênio, oxigênio e hidrogênio compartilham elétrons para se estabilizarem.

Exemplos:

Água (H₂O): a água é formada pelo compartilhamento de elétrons. Na molécula de água cada átomo de hidrogênio irá compartilhar um elétron com o átomo de oxigênio.

Estruturas de Lewis

O químico norte-americano Gilbert N. Lewis (1875-1946) propôs uma maneira de representar as ligações covalentes. Nas estruturas de Lewis, os elétrons da camada de valência de cada átomo são representados por pontos em torno do núcleo, representado pelo símbolo do elemento.

E, para representar quando dois elementos compartilham elétrons, desenha-se anéis para englobar os elétrons compartilhados.

Exemplos:

Gás oxigênio (O₂):

Amônia (NH₃):

Metano (CH₄):

Ligação dativa

A ligação dativa, também conhecida como ligação coordenada, é um tipo de ligação que se caracteriza por ser uma ligação covalente em que um dos átomos “doa” pares de elétrons  para um outro átomo qualquer, apesar de já estar estável.

Esse tipo de ligação é muito comum para os elementos cloro (Cl), enxofre (S) e fósforo (P).

Nesse tipo de ligação, para fins didáticos, costuma-se representar o par de elétrons a ser doado com uma seta, para diferenciar de ligações covalentes normais que podem ser representadas pela estrutura de Lewis ou ainda por traços que ligam dois elétrons.

Exemplo: Dióxido de Enxofre (SO₂):

Teoria da ligação de valência

A teoria de ligação de valência é importante para a previsão da geometria e da hibridação de uma molécula. Para isso alguns orbitais são notáveis.

a) Orbital s de um átomo:

b) Orbitais p de um átomo:

Assim, algumas ligações atômicas podem ser realizadas:

Ligação sigma (σ):

As ligações σ, também chamada de ligações simples, podem ser formadas por diferentes combinações de orbitais:

a) Ligação s-s:

b) Ligação P-S:

c) Ligação P-P:

Ligação pi (π):

Na ligação π, também chamada de ligação dupla, é necessário que já exista uma ligação σ, onde orbitais do tipo p, paralelos entre si, irão se combinar para formar uma ligação π com a ligação σ.

Esse tipo de ligação será mais fraca que a ligação σ.

Hibridização

A hibridização representa a fusão de orbitais causando o aumento do número de ligações covalentes possíveis para um átomo. Assim, para melhor entendimento da hibridização, os subníveis de energia (s, p, d e f) são extremamente importantes.

Outro fator importante que devemos lembrar é a quantidade de orbitais por subnível. Cada subnível possui uma quantidade distinta de orbitais, como nós vemos abaixo:

Subnível s: 1 orbital;

Subnível p: 3 orbitais;

Subnível d: 5 orbitais;

Subnível f: 10 orbitais.

Os orbitais fazem, também, movimentos de rotação em torno do próprio eixo. Cada orbital, segundo Pauli, pode apresentar no máximo dois elétrons com movimentos contrários de rotação (representados por setas em sentidos opostos), esses movimentos são denominados “spin”. Além disso, um orbital só recebe seu segundo elétron quando todos os outros de seu subnível já possuírem o primeiro.

Distribuição eletrônica

Para melhor compreensão do número de ligações que um átomo pode realizar, é extremamente importante saber realizar sua distribuição eletrônica pelo diagrama de Linus Pauling.

Com isso, imagine um elemento da nossa tabela periódica com número atômico z=5.  Pela distribuição eletrônica teremos a seguinte distribuição: 1s²2s²2p¹. Assim, podemos observar que o elemento possuirá dois elétrons no primeiro subnível (s) e somente um no segundo subnível.

Como o elemento possui um orbital incompleto, ele precisa realizar uma ligação covalente. Isto posto, quando o átomo é excitado por alguma fonte externa de energia, um de seus elétrons do orbital s ocupa um dos orbitais p vazios. Com isso, têm-se como resultado três orbitais incompletos.

Após o evento citado anteriormente, o orbital incompleto s se une com os orbitais incompletos de p. Essa união é chamada hibridização.

Geometria molecular

A geometria molecular estuda o formato adotado por uma molécula formada por uma ligação química. Essas geometrias se baseiam no pressuposto de que os elétrons das nuvens eletrônicas (os que sobram da camada de valência) se repelem.

Geometria linear

Podem ocorrer em moléculas diatômicas (2 átomos) ou triatômicas (3 átomos). Na geometria linear para moléculas triatômicas, o átomo central não terá nuvem eletrônica.

Exemplos:

Exemplos: Gás hidrogênio (H-H); dissulfeto de carbono (S=C=S).

Geometria angular

Nessa geometria, a molécula é triatômica e existe nuvem eletrônica predominante no átomo central, polarizando-o.

Exemplo: Água (H₂O)

Geometria trigonal plana

Ocorre em moléculas tetratômicas (4 átomos) onde o átomo central se liga a outros três átomos. Nessa estrutura não haverá nuvem eletrônica.

Exemplo: Trifluoreto de Boro (BF3):

Geometria piramidal

Ocorre em moléculas tetratômicas em que o átomo central se liga aos outros três e apresenta nuvem eletrônica.

Exemplo: Hidreto de fósforo (PH₃):

Geometria tetraédric

Ocorre em moléculas pentatômicas (5 átomos) em que o átomo central se liga aos demais e não possui nuvem eletrônica.

Exemplo: Metano (CH4):

Geometria bipiramidal

Ocorre em moléculas hexatômicas (6 átomos) em que o átomo central se liga aos demais e não possui nuvem eletrônica.

Exemplo: Pentacloreto de fósforo (PCl₅)

Geometria octaédrica

Ocorre em moléculas heptatômicas (7 átomos) em que o átomo central se liga aos demais e não possui nuvem eletrônica.

Exemplo: Hexafluoreto de enxofre (SF₆):

Ligação metálica

A ligação metálica acontece entre átomos de um único elemento metálico.

Os metais puros são formados por aglomerados de átomos de um mesmo elemento chamados de retículos cristalinos. Esses retículos são um aglomerado iônico formado por cátions do metal, uma vez que os elétrons da camada de valência dos átomos do metal se deslocam, saindo da camada de valência, tornando o átomo um cátion. Quando deslocados, os elétrons começam a rodear os cátions formando um grande fluxo de elétrons, sendo que cada um desses tem capacidade de se mover livremente pelo retículo cristalino.