É verdade que os gases nobres estabelecem facilmente ligações químicas com outros elementos?

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As ligações químicas correspondem à união dos átomos para a formação das moléculas. Em outras palavras, as ligações químicas acontecem quando os átomos reagem entre si.

São classificadas em: ligação iônica, ligação covalente, ligação covalente dativa e ligação metálica.

1. Teoria do Octeto

A teoria do octeto diz que, para um átomo ficar estável, ele deve possuir oito elétrons na camada mais externa ou dois elétrons, se a camada é a K.

Entre todos os elementos químicos que conhecemos, somente os gases nobres, elementos pertencentes à família 18 (ou VIII A) da tabela periódica, aparecem na natureza na forma isolada. Todos os demais são encontrados na natureza somente formando substâncias simples ou compostas, ou seja, os átomos ligam-se a outros átomos.

Essas ligações químicas tornam o átomo mais estável do que no seu estado fundamental, pois ele perde energia no momento que realiza a ligação. É por essa estabilidade que é possível que substâncias ao nosso redor durem tanto tempo, como é o caso das presentes nos ossos dos dinossauros, que duram milhões de anos.

O químico Walther Kossel (1888-1956) analisou essa relação entre a estabilidade dos gases nobres e a sua configuração eletrônica e criou, em 1916, a teoria eletrônica de valência. Valência corresponde ao número de ligações que cada átomo deve fazer para ficar estável. Por exemplo, o carbono é tetravalente, o que significa que ele precisa realizar quatro ligações químicas para ficar estável. Além disso, a camada mais externa ao núcleo, que é onde ocorrem as ligações químicas, é chamada de camada de valência.

Os gases nobres possuem exatamente oito elétrons na sua camada de valência (com exceção do hélio que possui somente dois elétrons, porque o seu nível mais externo é o primeiro). Veja:

Distribuição eletrônica em ordem geométrica dos gases nobres

Assim, Kossel relacionou a estabilidade desses elementos com essa configuração eletrônica. Portanto, para os demais elementos químicos ficarem estáveis, eles teriam que ter a mesma configuração eletrônica dos gases nobres.

Essa ideia foi aperfeiçoada com o tempo por Gilbert Newton Lewis (1875-1946) e Irving Langmui (1881-1957). Esse último chamou-a de regra do octeto ou teoria do octeto, que basicamente diz o seguinte:

“Um grande número de átomos adquire estabilidade quando possui 8 elétrons na camada de valência, ou 2 elétrons quando possui somente a primeira camada.”

Assim, para adquirir essa estabilidade eletrônica, os átomos de diferentes elementos estabelecem ligações entre si, doando, recebendo ou compartilhando elétrons, de modo que todos os átomos adquiram a configuração de um gás nobre correspondente (com o mesmo número de camadas eletrônicas.

Por exemplo, os elementos da família 1 possuem todos apenas um elétron na camada de valência. Dessa forma, eles possuem a tendência de perder esse elétron para que sua camada de valência seja a anterior, que já possui oito elétrons. O hidrogênio e o lítio são exceções, pois o hidrogênio precisa ganhar mais um elétron e o lítio precisa perder um elétron para que ambos fiquem com dois elétrons na camada K.

Hidrogênio e lítio ficam estáveis com a configuração do hélio (gás nobre)

Veja outro exemplo para entender melhor: os elementos da família 16 possuem seis elétrons na camada de valência, por isso eles precisam receber dois elétrons para ficarem estáveis.

A seguir, temos as regras gerais para a maioria dos elementos das famílias representativas:

O que deve acontecer com os átomos de cada família para ficarem estáveis segundo a teoria do octeto

Tipos de Ligações Químicas

Ligação Iônica

Também chamada de ligação eletrovalente, esse tipo de ligação é realizada entre íons (cátions e ânions), daí o termo "ligação iônica".

Os Íons são átomos que possuem uma carga elétrica por adição ou perda de um ou mais elétrons, portanto um ânion, de carga elétrica negativa, se une com um cátion de carga positiva formando um composto iônico por meio da interação eletrostática existente entre eles.

Exemplo: Na+Cl- = NaCl (cloreto de sódio ou sal de cozinha)

Ligação Covalente

Também chamada de ligação molecular, as ligações covalentes são ligações em que ocorre o compartilhamento de elétrons para a formação de moléculas estáveis, segundo a Teoria do Octeto; diferentemente das ligações iônicas em que há perda ou ganho de elétrons.

Além disso, os pares eletrônicos é o nome dado aos elétrons cedido por cada um dos núcleos, figurando o compartilhamento dos elétrons das ligações covalentes.

Como exemplo, observe a molécula de água H2O: H - O - H, formada por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio em que cada traço corresponde a um par de elétrons compartilhado formando um molécula neutra, uma vez que não há perda nem ganho de elétrons nesse tipo de ligação.

a) Exceções à Regra do Octeto

Existem exceções à regra do octeto nas quais os átomos podem sofrer expansão ou contração do octeto, ficando estáveis com mais ou menos de oito elétrons na camada de valência.

Essa regra é uma ferramenta útil para a determinação teórica da fórmula dos compostos mais comuns formados por elementos representativos. No entanto, a teoria do octeto não nos ajuda a encontrar a fórmula de todos os compostos. Existem, portanto, exceções a essa regra.

Esses casos podem ocorrer de duas maneiras principais: (1) pode acontecer expansão do octeto, isto é, o átomo adquirir estabilidade com mais de oito elétrons na camada de valência, ou (2) pode ocorrer contração do octeto, quando o átomo adquire estabilidade com menos de oito elétrons na camada de valência. Vejamos alguns exemplos desses casos:

(1) Expansão do octeto:

Ocorre somente com átomos de elementos não metálicos do terceiro período em diante, ou seja, que possuem três ou mais camadas eletrônicas. Isso porque esses átomos possuem orbitais d vazios que podem acomodar 10, 12 ou mais elétrons.

Um exemplo de elemento químico cujos átomos podem sofrer contração é o fósforo (P), que pertence à família 15 ou VA da tabela periódica. Isso significa que ele possui cinco elétrons na camada de valência e, segundo a teoria do octeto, deveria receber mais três elétrons para ficar estável com oito elétrons.

No entanto, observe o caso do composto fosfato de hidrogênio apresentado a seguir:

Fórmulas do fosfato de hidrogênio – uma exceção à regra do octeto

Veja que o fósforo é o elemento central desse composto e que ele realiza cinco ligações covalentes com quatro átomos de carbono. Visto que o átomo de fósforo compartilha cinco pares de elétrons, ele fica com um total de dez elétrons na camada de valência, ou seja, ele não seguiu a regra do octeto, mas houve uma expansão do seu octeto.

Outro elemento químico que também sofre comumente expansão do octeto é o enxofre (S). Veja os exemplos a seguir:

Fórmulas de compostos do enxofre que são exceções à regra do octeto

(1) Contração do octeto:

Ocorre principalmente com os átomos de elementos do segundo período da tabela periódica. O berílio e o boro são exemplos de elementos cujos átomos sofrem contração ao formar compostos.

Por exemplo, a seguir há a fórmula do dicloreto de berílio, na qual o berílio é o elemento central:

O dicloreto de berílio é um exemplo de exceção à regra do octeto

Veja que o berílio possui dois elétrons na camada de valência. Segundo a regra do octeto, ele deveria perder esses dois elétrons para ficar estável. No entanto, na molécula de dicloreto de berílio acima, isso não acontece. Na verdade, o berílio realiza duas ligações covalentes e fica estável com apenas quatro elétrons.

O alumínio é um elemento do terceiro período, mas ele pode sofrer contração do octeto e ficar estável com menos de oito elétrons na camada de valência. Isso acontece quando ele forma compostos do tipo AlX3. “X” corresponde a um halogênio, como o flúor ou o cloro. Veja um exemplo a seguir:

O trifluoreto de alumínio é um exemplo de contração do octeto

O alumínio ficou estável com apenas seis elétrons na camada de valência.

Mas visto que existem exceções à teoria do octeto, como é possível determinar a fórmula estrutural correta de um composto? Para tal, basta calcular a carga formal para as várias possibilidades de arranjos entre os átomos na formação de uma molécula. Aprenda como fazer isso por meio do texto Cálculo da carga formal.

2. Ligações Químicas Interatômicas

Ligações Químicas Interatômicas Ligações Interatômicas - União  que ocorre entre átomos para formar novas substâncias químicas.

Existem três tipos de ligações interatômicas:

1. Substâncias iônicas (ligação iônica)
2. Substâncias metálicas  (ligação metálica)
3. Substâncias moleculares  (ligações covalentes)

Substâncias iônicas: Essa ligação ocorre quando dois átomos com diferença elevada de eletronegatividade estabelecem uma relação entre eles, em que o que possui maior eletronegatividade traz para si o elétron do átomo menos eletronegativo. Assim, a ligação iônica se caracteriza pela doação de elétrons, diferentemente da interação molecular, em que há apenas um compartilhamento de elétrons. Geralmente, as ligações iônicas são feitas entre átomos dos metais com os não-metais, pois possuem grande diferença de eletronegatividade (os não-metais tendem a "roubar" os elétrons dos metais).

Substâncias moleculares: é uma substância formada basicamente por moléculas.As substâncias moleculares geralmente possuem ponto de fusão e ebulição menores que as compostos iônicos, as interações entre as moléculas são muito pequenas.Essas substâncias não conduzem corrente elétrica no estado solido nem do liquido.

Substâncias metálicas: São substâncias caracterizadas por sua boa condutividade eléctrica e de calor, geralmente apresentando cor prateada ou amarelada,um alto ponto de fusão e de ebulição e uma elevada dureza.Conduzem corrente elétrica tanto no estado sólido quanto no liquido.    

3. Ligação covalente

A ligação covalente é aquela em que os átomos dos elementos químicos compartilham seus elétrons a fim de ficarem estáveis.

A ligação covalente é um tipo de ligação química que ocorre entre átomos de hidrogênio, ametais e semimetais, com a finalidade de ficarem estáveis. A estabilidade eletrônica é alcançada quando o átomo fica com oito elétrons na sua camada de valência (última camada eletrônica), ficando com a configuração de um gás nobre, sendo que a única exceção é o hidrogênio, que fica estável com apenas dois elétrons.

Portanto, todos os átomos dos elementos mencionados (hidrogênio, ametais e semimetais) possuem a tendência de receber elétrons para ficarem estáveis. Visto que não é possível que todos recebam elétrons, senão pelo menos um não ficaria estável, então os átomos envolvidos na ligação covalente compartilham um ou mais pares de elétrons.

Veja como isso ocorre:

Uma molécula de cloreto de hidrogênio (HCl) é formada por uma ligação covalente entre um átomo de hidrogênio e um átomo de cloro.

Conforme se pode ver abaixo, o átomo do hidrogênio possui somente um elétron na sua camada eletrônica, precisando receber mais um elétron para ficar estável:

Átomo de hidrogênio

Por outro lado, o cloro possui 17 elétrons no estado fundamental, sendo que, na sua camada de valência, ele tem sete elétrons. Isso significa que ele precisa receber mais um elétron para ficar estável:

Átomo de cloro

Assim, visto que tanto o hidrogênio quanto o cloro precisam receber um elétron, eles compartilham um par de elétrons, ficando ambos estáveis:

Formação do cloreto de hidrogênio por ligação covalente

Veja que se formou uma molécula. Isso sempre acontece nas ligações covalentes, ou seja, formam-se unidades isoladas e de grandeza limitada. Por isso, as ligações covalentes também são chamadas de moleculares.

Esse tipo de ligação pode ocorrer entre átomos diferentes, como no exemplo do HCl, ou entre átomos de um mesmo elemento, como os exemplos abaixo. Ao analisá-los, observe que essa maneira de representar a ligação, em que se representam os elétrons da camada eletrônica por bolinhas ou “x”, é conhecida como fórmula eletrônica de Lewis.

Outra forma de representar esse tipo de ligação mostrada abaixo é a fórmula estrutural plana, em que cada par de elétrons compartilhados é simbolizado por um traço:

a) Ligação Covalente Dativa

A ligação covalente dativa é um compartilhamento de pares de elétrons, em que estes são provenientes de um único átomo.

No texto Ligação Covalente, vimos que esse tipo de ligação química ocorre quando há o compartilhamento de pares de elétrons entre átomos de hidrogênio, ametais e semimetais. Agora veremos um tipo especial de ligação covalente, a ligação covalente dativa, também chamada de ligação covalente coordenada.

Essa ligação também ocorre com o compartilhamento de pares de elétrons, porém, a diferença é que, na ligação covalente normal, os elétrons são provenientes dos átomos dos dois elementos, já na ligação covalente dativa, os elétrons são provenientes somente de um dos átomos.

Em relação à localização na Tabela Periódica, os ametais e semimetais que realizam ligações covalentes normais e dativas poderão realizar, no máximo, as seguintes ligações:

Possibilidade de realização de ligação covalente dativa dos ametais e semimetais principais da Tabela Periódica

Esse tipo de ligação ocorre com moléculas muito importantes estudadas na Química Inorgânica, como os óxidos ácidos (anidridos) e os óxiácidos (ácidos que possuem o oxigênio em sua constituição).

Vejamos alguns exemplos de ligações covalentes dativas:

* SO2: Dióxido de enxofre (gás sulfuroso):

O oxigênio e o enxofre são ambos da família 16, o que significa que eles possuem seis elétrons na camada de valência e precisam receber mais dois elétrons (segundo a regra do octeto) para ficar estáveis. Observe a seguir que primeiro o enxofre liga-se a um dos átomos de oxigênio, realizando duas ligações covalentes normais, ou seja, compartilham dois pares de elétrons, ficando ambos estáveis:

Formação da ligação covalente normal entre o oxigênio e o enxofre

No entanto, ainda temos o outro oxigênio que não está estável e também precisa receber dois elétrons. O enxofre, que é o elemento central, possui dois pares de elétrons disponíveis, assim ele cede um de seus pares para o oxigênio por meio de uma ligação covalente dativa, que é indicada por uma seta que vai em direção ao átomo que utiliza o par eletrônico do outro:

Exemplo do dióxido de enxofre de ligação dativa

* SO3: Trióxido de enxofre (anidrido sulfúrico):

Nessa molécula ocorre as mesmas ligações mostradas para o SO2, mas como o enxofre possui ainda mais um par de elétrons disponível, ele pode ainda realizar mais uma ligação covalente dativa com outro átomo de oxigênio:

Exemplo do trióxido de enxofre que possui duas ligações dativas

* H2SO4: Ácido sulfúrico:

Lembre-se: Sempre que você for escrever a fórmula de oxiácidos, o hidrogênio virá ligado ao átomo de oxigênio, que, por sua vez, estará ligado ao átomo central, e os átomos de oxigênio restantes completarão as ligações do átomo central.

No caso do H2SO4, ele possui dois hidrogênios que se ligam cada um a um átomo de oxigênio, que, por sua vez, está ligado ao átomo central, que é o enxofre:

Formação das ligações covalentes normais que iniciam a formação do ácido sulfúrico

Desse modo, todos estão estáveis, com oito elétrons na camada de valência (e dois elétrons, no caso do hidrogênio que possui somente uma camada eletrônica). Mas no ácido sulfúrico ainda existem mais dois átomos de oxigênio. Visto que o enxofre ainda possui dois pares de elétrons disponíveis, ele realiza duas ligações dativas, uma ligação dativa com cada oxigênio:

No ácido sulfúrico, ocorrem duas ligações dativas

b) Propriedades dos Compostos Covalentes e Moleculares

    Os compostos covalentes e moleculares podem ser encontrados nos três estados físicos, possuem pontos de fusão e ebulição baixos e não conduzem eletricidade.

A análise das propriedades físicas e químicas dos compostos que realizam ligações covalentes (por compartilhamento de elétrons) nos mostra que existem grandes diferenças entre esses materiais. Mas, antes de vermos essas características em si, vejamos qual é a diferença entre substâncias moleculares e covalentes.

As substâncias moleculares são aquelas que se formam quando átomos se ligam por meio de ligações covalentes, originando moléculas de número determinado.

Entretanto, a ligação covalente pode originar também compostos em uma estrutura de rede com um número muito grande e indeterminado de átomos, que são macromoléculas. Tais substâncias são denominadas de compostos covalentes ou sólidos de rede covalente. Alguns exemplos desses compostos são: diamante (C), grafita (C), dióxido de silício (SiO2) e Carbeto de silício (SiC).

Agora, vejamos as suas principais propriedades:

• Estado Físico em temperatura ambiente: Nas condições ambientes, os compostos moleculares e covalentes são encontrados nos três estados físicos (sólido, líquido e gasoso).

         Exemplos:

o   Sólido: açúcar (sacarose), sílica (areia), diamante, grafita;

o   Líquido: água, acetona, etanol;

o   Gasoso: Sulfeto de hidrogênio, gás cloro, gás bromo, gás hidrogênio.

• Ponto de Fusão e Ebulição: Em geral, os pontos de fusão e ebulição dessas substâncias são menores que os das substâncias iônicas.

As substâncias covalentes apresentam as temperaturas de ebulição mais elevadas que as moleculares, sempre superiores a 1000ºC. Isso ocorre porque como suas moléculas estão unidas mais intensamente, formando as redes cristalinas, é preciso fornecer mais energia para fazê-las mudar de estado.

Dois fatores interferem nos pontos de ebulição e fusão dos compostos covalentes e moleculares: a massa molar e a força intermolecular.

Quanto maior a massa molar, maior a inércia da molécula e, consequentemente, maior será o ponto de ebulição e de fusão. Se as massas molares forem aproximadas, olhamos as forças intermoleculares. A força intermolecular de maior intensidade é a da ligação de hidrogênio, levando a um maior ponto de ebulição e fusão. A intermediária é a dipolo permanente e a mais fraca, que leva a um menor ponto de ebulição e fusão, é a dipolo induzido. 

• Corrente elétrica: Em suas formas puras, tanto líquidos como sólidos não conduzem corrente elétrica.

Uma exceção é a grafita, que conduz corrente elétrica na forma sólida, porque seus elétrons das ligações duplas fazem ressonância e, por isso, possuem certa mobilidade.

• Solubilidade: Polares se dissolvem em polares e apolares se dissolvem em apolares.
• Tenacidade: A resistência das substâncias covalentes ao impacto ou choque mecânico é baixa. Em geral, são sólidos quebradiços, como mostra o caso do vidro, que é formado por silicatos de sódio e de cálcio.

• Dureza: Em geral, possuem elevada dureza. Com exceção da grafita, porque seus átomos de carbono encontram-se ligados a outros três átomos de carbono, formando placas hexagonais com certa mobilidade, fazendo com que ela seja macia. Devido a isso, ela é até mesmo usada como lubrificante.

A dureza dessas substâncias varia de acordo com o tipo de cristal, conforme mostrado na tabela a seguir:

4. Ligação Iônica

A ligação iônica é aquela em que há transferência definitiva de elétrons entre os átomos dos elementos químicos com formação de íons.

A ligação iônica, também chamada de ligação eletrovalente ou heteropolar, é um tipo de ligação química que ocorre quando o átomo de um metal cede definitivamente um ou mais elétrons para o átomo de um ametal, semimetal ou hidrogênio.

Quando isso acontece, formam-se íons (daí a origem do termo “ligação iônica”), ou seja, formam-se espécies químicas carregadas eletricamente. O átomo que doou um ou mais elétrons se torna um íon positivo, denominado de cátion, enquanto o átomo que recebeu os elétrons se torna um íon carregado negativamente, isto é, um ânion. Visto que cargas opostas se atraem, esse tipo de ligação que se estabelece é bem forte.

Os átomos dos elementos doam ou recebem definitivamente elétrons nas ligações para ficarem estáveis. Segundo a regra do octeto, para ficar estável, o átomo deve possuir 8 elétrons na sua camada de valência (última camada eletrônica) ou 2 no caso de átomos que só possuem a camada K. Desse modo, o átomo fica com a mesma configuração de um gás nobre, tornando-se estável. É por isso que os gases nobres são os únicos elementos químicos encontrados isolados na natureza.

Para você entender como esse tipo de ligação se estabelece, vejamos um exemplo: a formação do cloreto de sódio (NaCl), isto é, o sal de cozinha.

O átomo de sódio (Na) possui no estado fundamental o número atômico igual a 11, o que significa que ele também possui 11 elétrons distribuídos em suas três camadas eletrônicas, como é mostrado abaixo:

Átomo de sódio

Por outro lado, o cloro possui número atômico igual a 17, tendo seus 17 elétrons distribuídos em suas três camadas eletrônicas da seguinte forma:

Átomo de cloro

Observe que o sódio possui um elétron na sua camada de valência (é por esse motivo que ele pertence à família 1 da Tabela Periódica). Assim, o átomo desse elemento tem a tendência de doar esse elétron, ficando com oito elétrons na sua última camada e formando o cátion com carga +1 (Na+1), porque ele perdeu somente um elétron, ficando com um próton (carga positiva) a mais.

Já o cloro possui sete elétrons em sua camada de valência (ele pertence à família 7A ou 17), precisando receber mais um elétron para ficar estável. Assim, ele tem a tendência de ganhar um elétron e tornar-se um ânion de carga -1(Cl-1):

Formação do cloreto de sódio por meio de ligação iônica

Aqui foi representada somente uma ligação. No entanto, na realidade, vários íons desses se atraem, formando aglomerados de forma geométrica definida, denominados de retículos cristalinos. É por isso, por exemplo, que o sal tem a forma de pequenos cristaizinhos:

Cristais de sal e retículo cristalino

a) Fórmulas para representar as Ligações Iônicas

As fórmulas das ligações iônicas são a fórmula unitária (que indica a proporção dos íons no aglomerado iônico) e a fórmula de Lewis, que mostra os elétrons de valência.

A ligação iônica ocorre entre íons, conforme o próprio nome sugere. Por possuírem cargas opostas, os cátions (elemento com carga positiva) e ânions (elemento com carga negativa) se atraem eletrostaticamente, formando a ligação. No entanto, um sólido iônico é constituído por um aglomerado de cátions e ânions organizados com formas geométricas bem definidas, chamadas de retículos ou reticulados cristalinos.

Por exemplo, o sal (cloreto de sódio) é formado pela transferência definitiva de um elétron do sódio para o cloro, originando o cátion sódio (Na+) e o ânion cloreto (Cl-). Na prática, essa reação envolve não só dois átomos, mas um número enorme e indeterminando de átomos que formam um retículo cristalino de forma cúbica, como mostrado abaixo:

Se olharmos os cristais de sal com um microscópio eletrônico de varredura, veremos que são realmente cúbicos por causa da sua estrutura interna.

Visto que todo composto iônico é então formado por um número indeterminado e muito grande de íons, como podemos representar um composto iônico?

A fórmula utilizada geralmente é a fórmula unitária, que é aquela que representa a proporção expressa pelos menores números possíveis de cátions e ânions que compõem o retículo cristalino, de modo que a carga total do composto seja neutralizada. Para que isso ocorra é necessário que o número de elétrons cedidos por um átomo seja igual ao número de elétrons recebidos pelo outro átomo.

Alguns aspectos sobre a fórmula unitária dos compostos iônicos são importantes, veja alguns:

• Escreve-se sempre primeiro o cátion e depois o ânion;
• Visto que todo composto iônico é eletricamente neutro, as cargas individuais dos íons não precisam ser escritas;
• Os números em subscrito que aparecem do lado direito de cada íon indica a proporção entre os átomos do cátion e os do ânion. Esses números são chamados de índices e o número 1 não é escrito.

Por exemplo, no caso do cloreto de sódio, temos que sua fórmula unitária é NaCl, pois temos exatamente 1 cátion sódio para cada ânion cloreto.

Veja outro exemplo, o Al3+ possui três cargas positivas, enquanto que o F- possui apenas uma negativa, assim são necessários três ânions fluoreto para neutralizar o composto. Com isso, concluímos que sua fórmula unitária é AlF3.

Uma forma simples de chegar à fórmula unitária do composto iônico é trocar as suas cargas pelos seus índices, como mostrado de forma genérica abaixo:

Exemplos:

Outra fórmula usada para representar as substâncias iônicas é a fórmula de Lewis ou fórmula eletrônica, que representa os elétrons da camada de valência dos íons “bolinhas” ao redor do símbolo do elemento. No caso do sal, temos:

b) Fórmula de Lewis

A fórmula eletrônica de Lewis mostra os elementos, o número de átomos envolvidos, os elétrons da camada de valência de cada átomo e a formação de pares eletrônicos.

O químico norte-americano Gilbert N. Lewis (1875-1946) propôs a regra do octeto, que diz:

“Os átomos de diferentes elementos estabelecem ligações químicas, doando, recebendo ou compartilhando elétrons, a fim de adquirirem a configuração eletrônica de gás nobre, isto é, com 8 elétrons na última camada (ou com 2 elétrons no caso daqueles átomos que possuem apenas uma camada eletrônica, como ocorre com o hidrogênio).”

Em 1916, Lewis sugeriu que para ficarem estáveis, atingindo o octeto ou o dueto, os elementos que compõem as substâncias moleculares realizam um compartilhamento de pares de elétrons. Essas substâncias são formadas apenas por átomos de hidrogênio, ametais e semimetais, todos com a tendência de receber elétrons. Por isso, não tem como nenhum deles doar algum elétron (como ocorre com os metais nas ligações iônicas), mas todos precisam receber, de modo que compartilhem seus elétrons por meio de uma ligação covalente ou molecular.

Assim, Gilbert Lewis propôs uma forma de representar a ligação covalente ou molecular, que ficou sendo conhecida como fórmula de Lewis. Ela também é chamada de fórmula eletrônica ou, ainda, fórmula eletrônica de Lewis, porque a sua principal característica é que ela mostra os elétrons na camada de valência de cada átomo e a formação dos pares eletrônicos.

Cada elétron é representado por um ponto, que fica ao redor do símbolo do elemento químico correspondente. Apenas os elétrons da camada de valência é que ficam ao redor do elemento.

Como mostra a tabela abaixo, para sabermos a quantidade de elétrons da camada de valência, basta saber a família da Tabela Periódica:

Na fórmula de Lewis, cada par de elétrons compartilhado representa uma ligação química (covalente), em que os elétrons se encontram na região da eletrosfera que é comum a cada par de átomos que estão unidos.  Por isso, na representação, eles são colocados lado a lado.

Por exemplo, vamos descobrir qual é a fórmula de Lewis para o gás hidrogênio, cuja fórmula molecular é: H2.

Cada átomo de hidrogênio possui apenas um elétron na camada de valência, pois esse elemento pertence à família 1 da Tabela Periódica. Cada um precisa receber mais um elétron, para ficar estável, com dois elétrons na camada eletrônica K. Assim, eles compartilham seus elétrons e ambos ficam com dois. Veja:

Essa é a fórmula eletrônica de Lewis da molécula de gás hidrogênio.

O oxigênio possui seis elétrons na sua camada eletrônica, assim cada um precisa receber mais dois elétrons para ficar estável, com oito elétrons. Por isso, a fórmula eletrônica de Lewis da molécula de gás oxigênio é:

Veja que são duas ligações, pois há dois pares compartilhados.

 Veja outros exemplos de fórmulas eletrônicas de substâncias moleculares abaixo:

c) Características dos compostos iônicos

Compostos iônicos são aqueles que apresentam pelo menos uma ligação iônica entre seus componentes. Entre estes compostos temos, por exemplo, o cloreto de sódio (NaCl - sal de cozinha), o nitrato de sódio (NaNO3), o sulfato de sódio (Na2SO4), carbonato de cálcio (CaCO3), etc.

Todos estes compostos apresentam ligações entre seus íons: os cátions e os ânions se atraem fortemente. Assim, estas ligações são de natureza elétrica, e dão origem a retículos ou reticulados cristalinos – em nível microscópico, um cátion atrai vários ânions, e um ânion atrai vários cátions; formando, assim, aglomerados com formas geométricas bem definidas.

Retículos cristalinos de diferentes compostos iônicos

Estes retículos é que fazem com que os compostos iônicos apresentem as seguintes propriedades:

• São sólidos em condições normais de temperatura (25°C) e pressão (1 atm);
• São duros e quebradiços;
•  Possuem pontos de fusão e de ebulição elevados. Visto que a atração elétrica entre os íons é muito forte, é necessário fornecer uma grande quantidade de energia para quebrá-la. Um exemplo é o cloreto de sódio, que apresenta ponto de fusão igual a 801°C, e ponto de ebulição de 1413°C;
• Em solução aquosa (dissolvida em água) ou em líquidos, eles conduzem corrente elétrica, pois seus íons com cargas positivas e negativas ficam com liberdade de movimento e fecham o circuito elétrico, permitindo que a corrente continue fluindo;
• Seu melhor solvente é a água, pois, assim como ela, estes compostos são polares. No entanto, apesar de serem polares nem todos os compostos iônicos se dissolvem na água. Alguns exemplos de compostos que não solubilizam em água são: carbonato de cálcio (CaCO3), de estrôncio (SrCO3) e de bário (BaCO3), além do cloreto de prata (AgCl), que é praticamente insolúvel em água.

Cloreto de prata praticamente insolúvel em água     

5. Ligação Metálica

A alta eletropositividade dos metais levou os cientistas a criarem um modelo de ligação metálica baseado na atração entre cátions e elétrons em uma estrutura cristalina.

Dos 112 elementos químicos que são apresentados na Tabela Periódica, 87 são metais. Os metais são cada vez mais usados em diversos setores da sociedade: o ferro é usado em estruturas metálicas de construções, é usado para fazer o aço, que é usado também nas construções, em veículos, fogões e geladeiras; o cobre é muito utilizado em fios elétricos e em moedas; o alumínio é usado em panelas e outros utensílios domésticos, em ligas leves e em latas; o magnésio é empregado em automóveis e partes de aviões, e os exemplos continuam.

Essa ampla diversidade de aplicações está relacionada às propriedades únicas dos metais, tais como a capacidade de conduzir calor e corrente elétrica, a maleabilidade (podem ser transformados em chapas e lâminas bem finas), a ductibilidade (podem ser transformados em fios), entre outras.

Todas essas propriedades podem ser explicadas por um modelo de ligação entre os átomos desses elementos chamado de ligação metálica.

Os átomos dos elementos metálicos agrupam-se de modo a formar arranjos cristalinos definidos, que são chamados de células, ou grades, ou retículos, ou, ainda, reticulados cristalinos, tais como os mostrados abaixo:

Exemplos de retículos cristalinos dos metais

Na realidade, o número de coordenação dos metais é enorme, o que significa que cada átomo é circundado por um número grande de outros átomos do mesmo elemento, cerca de 8 ou 12, e que o reticulado é formado, na verdade, por milhões de átomos.

O reticulado cristalino é formado por um número muito grande de átomos do metal

Os átomos dos metais geralmente possuem poucos elétrons na camada eletrônica mais externa, que também se apresenta bem afastada do núcleo atômico. Isso significa que eles são muito eletropositivos, ou seja, possuem uma forte tendência de perder esses elétrons, e é exatamente isso o que acontece, sendo que esses elétrons liberados são chamados de semilivres ou livres.

Os átomos que perdem os elétrons transformam-se em cátions (espécie química com carga positiva), sendo que os elétrons ficam de uma forma que tenham certa mobilidade ou movimentação na estrutura cristalina, mas não se desprendem, pois são atraídos por esses cátions. Alguns cátions, inclusive, recebem os elétrons e voltam a ficar neutros, e o processo continua acontecendo.

Assim, os metais são formados por aglomerados de átomos neutros e cátions, que estão circundados por uma “nuvem” ou “mar” de elétrons”, que funciona como a ligação metálica que mantém os átomos do metal unidos.

Teoria do mar ou nuvem de elétrons que mantém a ligação metálica

Diferentemente das ligações iônicas e covalentes, a ligação metálica não tem uma representação eletrônica. Visto que é formada por um número muito grande e indeterminado de átomos, a substância metálica é simbolizada somente pelo símbolo do elemento químico, que, na verdade, não existe na natureza na sua forma isolada.

Por exemplo, uma lâmina de zinco é formada por inúmeros átomos de zinco, bem como por seus cátions circundados por um mar de elétrons, mas é representado somente por Zn(s).

Esse modelo para a ligação metálica explica as três principais propriedades dos metais mencionadas no início do texto. Eles são bons condutores de corrente elétrica e de calor, porque a corrente elétrica nada mais é do que o movimento ordenado dos elétrons em uma direção. Visto que os metais possuem um “mar” de elétrons livres em sua estrutura cristalina, basta aplicar uma certa voltagem externa para que esses elétrons se dirijam ao polo positivo dessa fonte, formando a corrente elétrica. Tais elétrons também permitem a transmissão rápida de calor.

Já a maleabilidade e a ductibilidade vêm do fato de que os átomos dos metais podem “escorregar” uns sobre os outros.

A formação dos fios de cobre é possível em razão da ductibilidade que esse metal tem

a) Características dos Metais

As principais características dos metais são: maleabilidade, ductibilidade, condutibilidade e brilho.

Um metal pode ser definido como sendo um aglomerado de átomos com caráter metálico em que os elétrons da camada de valência fluem livremente.

A maioria dos metais é sólida à temperatura ambiente (25°C), com exceção do Mercúrio (Hg), que é o único metal encontrado na natureza no estado líquido, e possui cor prateada e um brilho característico denominado “aspecto metálico”. Os ametais são mais abundantes na natureza do que os metais, mas os metais de fato constituem a maioria da tabela periódica, os mais conhecidos são: ouro, ferro, prata, alumínio, cobre, zinco.

Uma liga metálica é uma mistura com propriedades específicas, que contém ao menos dois elementos metálicos. Exemplos de ligas: bronze (cobre e estanho, podendo conter outros elementos), duraluminio (alumínio e cobre, podendo conter outros elementos), latão (cobre e zinco), aço (ferro, carbono e outros). Aços inoxidáveis contém: cromo, níquel e, em alguns casos, molibdênio, além dos elementos contidos nos aços normais.

Conheça as principais características dos metais:

Maleabilidade: Capacidade que os metais têm de produzir lâminas e chapas muito finas.

Ductibilidade: Se aplicarmos uma pressão adequada em regiões específicas na superfície de um metal, esse pode se transformar em fios e lâminas.

Condutibilidade: Os metais são excelentes condutores de corrente elétrica e de calor.

Os metais possuem a capacidade de conduzir calor e eletricidade de 10 a 100 vezes mais rápido do que outras substâncias. Exemplos: Os fios de transmissão elétrica são feitos de alumínio ou cobre, panelas que usamos para cozinhar alimentos são feitas de alumínio.

Brilho: Os elétrons livres localizados na superfície dos objetos de metal absorvem e irradiam a luz, por isso os objetos metálicos, quando polidos, apresentam um brilho característico.

Mercúrio: o único metal líquido.

b) Ligas Metálicas

Ligas metálicas são materiais com propriedades metálicas que contêm dois ou mais elementos, sendo que pelo menos um deles é um metal.

Normalmente, a formação das ligas metálicas se dá pelo aquecimento conjunto dos metais até que ambos atinjam os seus pontos de fusão, isto é, até que derretam. Posteriormente, deixa-se a mistura esfriar e solidificar-se totalmente.

As ligas metálicas possuem ampla aplicação, pois têm várias vantagens que os metais isolados não apresentam. Por exemplo, o que ocorre geralmente é que os metais puros não apresentam todas as qualidades necessárias para determinada aplicação. Sendo muitas vezes excessivamente duros, ou muito moles, ou ainda (como é o caso dos ferros) oxidam-se facilmente e são quebradiços.

Assim, a liga metálica pode ser preparada de modo a adquirir as propriedades que se quer que o metal possua, para determinada aplicação. Essas características irão depender de vários fatores, tais como: os elementos que formam a liga, a proporção em que cada um deles é misturado, a estrutura cristalina, o tamanho e a arrumação dos cristais e os tratamentos que a liga venha a sofrer.

Um exemplo que mostra claramente isso é o que ocorre no momento da solidificação. Em razão do tipo de retículo cristalino de cada metal presente na mistura, podem-se observar tipos de ligas diferentes, que são:

• Liga homogênea:os retículos cristalinos dos metais são muito semelhantes, tanto na forma como no tamanho; por isso, ocorre a formação de um único retículo cristalino. Exemplo: ligas monetárias (o cobre e o níquel possuem o retículo cristalino cúbico de faces centradas e os tamanhos são aproximados);
• Liga heterogênea: os retículos cristalinos dos metais são muito diferentes, ocorrendo a formação de retículos cristalinos individuais. Vale ressaltar que apesar desse tipo de liga ser considerado heterogêneo, isso só é possível de se visualizar por meio de um microscópio. Exemplo: magnálio (o alumínio se cristaliza na forma cúbica de faces centradas e o magnésio na forma hexagonal compacta);
• Compostos intermetálicos:são ligas metálicas que apresentam composição química bem definida, mas não são iguais aos compostos químicos comuns, porque não há troca nem compartilhamento de elétrons, apenas um encaixe dos metais num único retículo cristalino, na proporção mostrada na “fórmula”. Exemplos: CaPb3, AgZn, Cu2Sb, Cu5Zn8.

Veja a seguir alguns exemplos de ligas metálicas, seus constituintes, suas propriedades e usos:

Aço:

• Componentes:Fe (≈98,5%), C (0,5 a 1,7%), Si, S e O (traços);
• Propriedades principais:alto ponto de fusão (próximo de 1300ºC), densidade 7,7 g/cm3 e é mais resistente à tração do que o ferro puro;
• Principais aplicações:fabricação de peças metálicas que sofrem elevada tração, principalmente estruturas metálicas.

Aço Inox:

• Componentes:Aço (74%), Cr (18%) e Ni (8%);
• Propriedades principais: é praticamente inoxidável;
• Principais aplicações: talheres, peças de carro, brocas, utensílios de cozinha e decoração.
• Liga de ouro de joalheria (ouro 18 quilates):
• Componentes: Au (75%), Cu e Ag;
• Propriedades principais: liga que apresenta dureza adequada para a joia, que mantém o brilho e a durabilidade do ouro; e tem a vantagem de que o ouro puro é um metal macio, que pode ser facilmente riscado;
• Principais aplicações: na manufatura de joias e peças ornamentais.

Bronze:

• Componentes: Cu (67%) e Sn (33%);
• Propriedades principais: elevada resistência ao desgaste por fricção;
• Principais aplicações: produção de sinos, medalhas, moedas e estátuas.

Latão:

• Componentes: Cu (95 a 55%) e Zn (5 a 45%);
• Propriedades principais: fácil de moldar, flexibilidade e boa aparência;
• Principais aplicações: peças de máquinas, instrumentos de sopro, produção de tubos, armas e torneiras.

Amálgama:

• Componentes: Ag (70%), Sn (18%), Cu (10%) e Hg (2%);
• Propriedades principais: baixo coeficiente de dilatação, resistência à oxidação e alta maleabilidade;
• Principais aplicações: obturações dentárias.

Metal wood (liga de Bismuto):

• Componentes: Bi (50%), Pb (27%), Sn (13%) e Cd (10%);
• Propriedades principais: baixa temperatura de fusão (em torno de 68ºC);
• Principais aplicações: em fusíveis elétricos que se fundem e se quebram, interrompendo a passagem de corrente elétrica.

Fonte:

Disponível em  Acesso em 03 abr. 2022.

É correto afirmar que os gases nobres estabelecem facilmente ligações químicas com outros elementos?

Porque os gases nobres não estabelecem ligações químicas com outros elementos?

Porque os gases nobres podem existir livres na natureza é não necessitam de formar ligações?

Quais são os elementos que formam ligações iônicas?