Revisão de Química: Ligações Químicas
Química: Ligações Químicas
Resumão – Revisão da Matéria de Química – Revisando seus conhecimentos
Química: Ligações Químicas
Revisão de Química: Ligações Químicas
Ligações Químicas
I – Distribuição eletrônica
Há na eletrosfera diferentes níveis ou camadas de energia. O elétron não apresenta valor energético, mas está em determinados níveis de energia (em número de sete) representados por letras maiúsculas, partindo-se da mais próxima do núcleo à mais distante.
É nessa direção também que aumenta a energia, sendo que há uma diminuição na diferença de energia entre camadas consecutivas, à medida em que se afastam do núcleo.
Designação das camadas:
K, L, M, N, O, P e Q.
Núcleo) K) L) M) N) O) P) Q
O número máximo de elétrons suportáveis pelas camadas é: K-2 L-8 M-18 N-32 O-32 P-18 Q-2
A – A distribuição dos elétrons nas camadas (Método Simplificado)
1 – Regras – inicia-se pela camada K, observando-se o fato de que a última camada nunca possuirá mais que 8 elétrons.
Exemplos:
• Hidrogênio (H)
• Lítio (Li) Obs.: K só suporta 2 elétrons
• Hélio (He)
• Argônio (Ar)
B – A tabela periódica quanto às distribuições eletrônicas
Sabemos que as famílias formam-se com elementos de propriedades semelhantes, decorrentes do fato de terem todos o mesmo número de elétrons na última camada.
IA: Alcalinos
H 1
1 e (K)
3 L i 2 1
(K) (L)
11 Na 2 8 1
(K) (L) (M)
19 K 2 8 8 1
(K) (L) (M) (N)
Todas as últimas duas camadas apresentam 1 (um) elétron.
As famílias A apresentam, na última camada, número igual ao da família, o que não se aplica à família B. No caso dos gases nobres, todos têm em sua última camada 8 elétrons.
C – Os períodos da tabela
Os períodos contidos na tabela são 7 e correspondem às 7 camadas do átomo.
Assim, num período, todos os átomos têm o mesmo número de camadas. A contagem dá-se de cima para baixo.
1º período – Hidrogênio, Hélio apenas (K) preenchida.
2° período – Lítio, Berílio, Boro, Carbono, Nitrogênio, Oxigênio, Flúor e Neônio – todos possuem duas camadas preenchidas (K) e (L).
Assim se dá até o último período.
II – As ligações químicas
Praticamente, tudo o que vemos é formado pela ligação dos átomos: os metais, a água, a madeira etc. Raros são aqueles que não se ligam. Só átomos muito estáveis, que não necessitam de ligação e se mantêm isolados. São os gases nobres. Todos eles, à exceção do Hélio é 2He possuem todos os elétrons (e) em sua última camada.
Os átomos dos elementos se ligam exatamente para adquirir estabilidade, isto é, ter distribuição eletrônica semelhante à dos gases nobres, 8 elétrons na última camada.
Essas ligações químicas podem ocorrer das seguintes formas:
A – Ligações iônicas
Nome que se dá à ligação entre íons + e -.
1 – Os átomos carregados positivamente têm o nome de cátions ou íon +.
2 – Átomos de carga negativa são os ânions ou íon -.
3 – O mecanismo da ligação iônica se dá através da modificação da carga elétrica dos átomos, tendo por base o Lítio e o Flúor e as diferenças entre seus elementos:
3 Li 2 1
(K) (L)
9 F 2 7
(K) (L)
O objetivo dos átomos nas ligações é adquirir configuração semelhante à dos gases nobres (8 é na última camada ou 2 é como o He).
é = elétron
a – No caso do Li, ele irá perder um é da última camada adquirindo a configuração do hélio.
3Li } 2 1 =
(K) (L)
2He} 2
(K)
Essa perda acarreta mudança na carga elétrica do elemento, pois haverá um próton em excesso, o que positivará o átomo.
3 Li Li
3p (+ ) 3p (+ )
3e ( – ) 2e ( – )
De onde concluímos que de Li º (átomo neutro) ele se transformou em Li+ cátion.
O flúor, por sua vez, tem 7e na última camada.
Para conseguir assemelhar-se a gás nobre, deverá ter 8e ou 2e (He).
Se ele então receber le ficará semelhante ao neônio Ne (gás nobre).
Sua carga, porém, se negativará nessa transformação: haverá sobra de 1 elétron.
9F F-1
9p (+ ) 9 p (+ )
9e ( – ) 10 e ( – )
De átomo neutro, o flúor transformou-se em ânion.
Os átomos são “econômicos”, isto é, procuram realizar ligações nas quais’ haja o menor envolvimento possível de energia. Buscam sempre as formas mais fáceis para chegarem à semelhança de gás nobre.
Depois dessas colocações, chegaremos, portanto, à situação final do lítio e do flúor nessa ligação.
Cátion Li + 2
He 2
Ânion F- 2 8
Ne 2° (K) (L)
10 (K)
Agora haverá atração possível para que ocorra a ligação iônica.
Esquema:
O cátion, ao perder o e no seu estado anterior, diminui de tamanho. O ânion será maior que seu átomo de origem.
4 – Considerações
a – Os metais têm a tendência a se transformarem em cátions, enquanto os não metais transformam-se em ânions.
Há, pois, frequência de ligação iônica entre metais e não metais.
b – A atração entre cátions e ânions tem tem forças eletrostáticas em diferentes. Ocorre, então, atração exercida pelo cátion sobre os ânions vizinhos. Na ligação iônica, há um aglomerado de íons em estado sólido.
c – As substâncias iônicas são sólidas e possuem alto ponto de fusão no meio ambiente, pois as forças eletrostáticas são muito intensas.
NaCl – Cloreto de Sódio
Ponto de fusão = 880°C
B – Ligação covalente ou molecular
É a que ocorre entre átomos com eletronegatividades iguais ou muito próximas. A atração do par eletrônico é exercida pelos átomos na mesma intensidade.
1 – Previsão dos tipos de ligação.
a – Conforme os elementos:
Ligação iônica: metal + não metal.
Ligação covalente: não metal + semimetal.
2 – Diferença de eletronegatividade:
A ligação iônica ocorre quando há diferença de eletronegatividade superior a 1,7.
∆ > 1,7
A ligação covalente ocorre quando a diferença for inferior a 1,7.
∆ < 1,7
O hidrogênio é considerado um não metal.
C – Ligação dativa
Semelhante à covalente, pois há o compartilhamento do par de elétrons. Ocorre que um dos átomos cede ao outro o par de que ele necessita.
1 – Diferença entre elas.
Na ligação covalente, o par forma-se com um elétron de cada átomo.
Na dativa, um átomo cede um par de elétrons.
Depois de ocorrida, transformam-se em covalente comum posto que não se poderá diferenciá-las.
Exemplo: S O2
1º passo:
S } 2 – 8 6
O } 2 – 6 4
2º passo:
Enxofre (S) átomo central
3º passo:
Ocorrerá, nesta etapa, ligações dativas, onde os átomos se ligarão ao átomo central.
ou ainda:
D – Ligações metálicas
São as de base metálica.
São características das ligações metálicas: boa condução de eletricidade e calor. Maleabilidade e brilho característico. Há diversos modelos que pretendem demonstrar as ligações dos átomos na base metálica.
1 – Mar de elétrons
Características: Boa condutibilidade da eletricidade e do calor; os elétrons perdidos da última camada dos átomos formariam uma “nuvem de elétrons livres”, que envolveria os átomos da base metálica.
III – Equações químicas noções básicas
O surgimento das substâncias está ligado a fenômenos químicos, que são as reações químicas.
Quando ocorre uma reação química entre o hidrogênio e o oxigênio, por exemplo, resulta a produção de água.
Os produtos que reagem entre si são chamados reagentes.
A substância produzida é chamada de produto. A forma adequada para a representação desse fenômeno químico – as reações – são as equações químicas onde são utilizados os símbolos dos elementos.
No caso do hidrogênio e do oxigênio, que formam a água, temos: 2H2 + O2 = 2H2O
A) Nos dois lados da equação, há a necessidade da manutenção do equilíbrio. Para tanto, utilizam-se coeficientes antes das fórmulas, que serão os controladores desse equilíbrio.
B) O coeficiente 1 (um) geralmente não é representado. Cada elemento da equação que está servindo como exemplo apresenta, em relação ao número de átomos, o seguinte gráfico:
Lado esquerdo (reagentes) 4 átomos de hidrogênio 2 átomos de oxigênio
Lado direito (produtos) 4 átomos de hidrogênio 2 átomos de oxigênio
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