Ligação Química: conceito, tipos, estrutura de lewis e regra de octeto e Tipos de Ligações Químicas

Ligação Química

Conceito de ligação química

Há milhares de anos que os cientistas vêm pensando na pergunta: o que mantém unidos os átomos? Somente no decorrer dos últimos cinquenta anos é que os cientistas realmente começaram a compreender a natureza da ligação química.

Ligação química – é o conjunto de forças que mantém os átomos unidos uns aos outros de modo a adquirirem a estabilidade química.

A ligação química surge graças à interação dos campos eléctricos criados pelos electrões e pelos núcleos dos átomos que participam na formação de uma molécula.

Toda ligação química forma-se porque a energia é menor quando os átomos estão próximos uns dos outros. Os átomos ligam-se para, no seu conjunto, ficarem com menos energia – com mais estabilidade.

O químico Gilbert Newton Lewis verificou que os átomos dos gases nobres, muito estáveis, tem a camada de valência (último nível de energia) com 8 electrões ou 2 electrões, no caso do hélio.

Assim, considerou-se que a tendência geral dos átomos dos outros elementos é a de ficar com a configuração electrónica do gás nobre mais próximo, isto é, com o seu nível de energia completo.

Regra do octeto – um átomo tem tendência a atrair ou ceder electrões até ficar com 8 electrões na sua última camada ou camada de valência, excepto o átomo de hidrogénio que atrai mais 1 electrão.

Assim, os elementos químicos do primeiro ao sétimo grupo (1 a 7 electrões na última camada, respectivamente), porque não estão estáveis, desejam e procuram alcançar a estabilidade química. A forma que lhes leva a estabilidade química é o estabelecimento de ligações químicas.

Estrutura de Lewis e Regra do Octeto

O químico Gilbert Lewis propôs uma representação esquemática para os átomos e moléculas, evidenciando a partilha de electrões, que ficou conhecida como notação ou representação de Lewis.

Na notação de Lewis, os átomos de cada elemento são representados pelo respectivo símbolo químico e os electrões de valência por pontos (●) ou cruzes (x).

Numa molécula, os pares de electrões partilhados representam-se por pares de pontos ou cruzes ou ainda por traços entre os símbolos dos átomos, evidenciando a ligação. A representação por ● ou x serve para diferenciar os electrões de um e de outro átomo, ainda que não se distinga na molécula a que átomo pertence cada um dos electrões.

Feita a distribuição electrónica, os electrões de valência, na notação de Lewis, são representados mediante a colocação de pontos ou cruzes em redor do símbolo do elemento químico.

Geralmente procura-se agrupar os electrões aos pares (dois a dois). Na formação das moléculas os electrões de um átomo são emparelhados com os do outro constituindo pares electrónicos de ligação.

Exemplos:

Noção sobre ião, sua formação e classificação

Um átomo é electricamente neutro, isto é, tem igual número de cargas positivas (protões) e de cargas negativas (electrões). Um átomo pode deixar de ser neutro quando cede ou capta electrões, transformando-se num ião.

Ião é um átomo que cedeu ou captou electrões ou é uma partícula portadora de carga eléctrica.

Existem iões positivos (catiões) e iões negativos (aniões):

• Quando os átomos (ou grupos de átomos) ganham electrões, ficam com excesso de carga eléctrica negativa e formam iões negativos. Exemplos: F^–, O^2–, NO₃^–.
• Quando os átomos (ou grupos de átomos) perdem electrões ficam com deficiência de carga eléctrica negativa e formam iões positivos. Exemplos: Na⁺, Al³⁺, H₃O⁺.

Iões positivos ou catiões

Os catiões formam-se quando um átomo perde um ou mais electrões, resultando num sistema eletricamente positivo, em que o número de protões é maior que o número de electrões.

Exemplo: o átomo de magnésio (Mg), que apresenta Z = 12, temos:

Iões negativos ou aniões

Os aniões formam-se quando um átomo ganha ou recebe um ou mais electrões, resultando num sistema eletricamente negativo, em que o número de protões é menor que o número de electrões.

Exemplo: o átomo de Flúor (F), que apresenta Z = 9, temos:

₉F: p = 9 ⇒ 9 cargas positivas = +9                ₉F^–: p = 9 ⇒ 9 cargas positivas = +9

    e = 9 ⇒ 9 cargas negativas = –9                 e = 10 ⇒ 10 cargas negativas = –10

Tipos de Ligação Química

Os principais tipos de ligação química conhecidos são: ligação iónica, ligação covalente e ligação metálica.

Ligação iónica

A ligação iónica é uma ligação química que ocorre por transferência de electrões e atracção entre iões de sinais contrários.

A ligação iónica é estabelecida quando os átomos intervenientes forem um metal e um não-metal (ametal).

São compostos típicos com ligação iónica os halogenetos dos metais alcalinos, como, por exemplo: Na⁺Cl^-, K⁺Cl^-, etc.

Estrutura e propriedades de substâncias iónicas

Os compostos iónicos no estado sólido têm uma rede cristalina iónica como mostra a figura.

• Os cristais iónicos são maus condutores eléctricos, porém, quando fundidos ou em água, os iões adquirem mobilidade e conduzem a corrente eléctrica.
• Os compostos iónicos possuem pontos de fusão relativamente elevados.
• O cristal iónico evidencia uma grande estabilidade resultante da interacção entre os iões positivos e os iões negativos ao longo de toda a rede cristalina.

Ligação Covalente

A ligação covalente consiste na partilha de pares de electrões entre dois átomos de elementos não-metálicos, com a finalidade de adquirirem estabilidade (com 8 electrões na última camada).

Ligação covalente – é aquela que ocorre por compartilhamento de electrões entre os átomos não metálicos dos elementos envolvidos na ligação.

A ligação covalente pode ser de dois tipos, a ligação covalente apolar e ligação covalente polar.

Ligação covalente apolar é aquela que ocorre entre átomos não-metálicos (ametálicos) do mesmo elemento químico.

Exemplo: H₂, O₂, Cl₂, N₂, etc.

Ligação covalente polar é aquela que ocorre entre átomos não-metálicos (ametálicos) de elementos químicos diferentes.

Exemplo: HF, NH₃, CO₂, H₂O, etc.

Propriedades das substâncias covalentes

As ligações covalentes são ligações muito fortes, o que justifica que, em regra, os sólidos covalentes apresentam:

• Elevada dureza.
• Pontos de fusão muito elevados.
• Não conduzem corrente eléctrica.

Ligação Metálica

Os metais são substâncias geralmente sólidas à temperatura ambiente (com excepção do mercúrio, que é líquido) cujas propriedades estão relacionadas com a forma como os átomos estão ligados.

Os átomos dos metais têm poucos electrões de valência e estes estão fracamente ligados ao núcleo. Por essa razão, os átomos dos metais perdem esses electrões facilmente originando iões positivos ou catiões.

Os electrões de valência dos metais são considerados electrões livres e vão-se movendo entre os átomos, estando sob acção simultânea de vários núcleos, ou seja, os electrões movem-se mais ou menos livremente por todo sólido.

Assim, os metais são formados por um conjunto de iões positivos, que ocupam posições fixas e por electrões livres, que se deslocam entre os iões positivos e que interagem com estes.

Propriedades das substâncias com ligação metálica

• São bons condutores da corrente eléctrica.
• São bons condutores térmicos.
• São maleáveis (mudam de forma sem se partir).
• São dúcteis (podem se esticar, reduzir a fio sem se quebrar).

 Bibliografia

SILVA, Filomena Neves. Q9 – Química 9ª Classe. 2ª Edição. Texto Editores, Maputo, 2017.