Ligações Químicas

LIGAÇÃO IÔNICA ou  ELETROVALENTE

A ligação iônica é resultado da alteração entre íons de cargas elétricas contrárias (ânions e cátions). Esta ligação acontece, geralmente, entre os metais e não-metais. É caracterizada pela transferência de elétrons.

Exemplo: Na e Cl

Na (Z = 11)   K = 2  L = 8  M = 1
Cl (Z = 17)    K = 2  L = 8  M = 7

O Na quer doar 1 é          →     Na⁺ (cátion)
O Cl quer receber 1 é      →     Cl ^–  (ânion)

O cloro quer receber 7é na última camada. Para ficar com 8é (igual aos gases nobres) precisa de 1é.

  Na⁺          Cl ^–       →         NaCl

cátion       ânion             cloreto de sódio

Propriedades dos compostos iônicos 

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.

 

A ligação covalente, geralmente é feita entre os não-metais e não metais, hidrogênio e não-metais e hidrogênio com hidrogênio. Esta ligação é caracterizada pelo compartilhamento de elétrons. O hidrogênio possui um elétron na sua camada de valência. Para ficar idêntico ao gás nobre hélio com 2 elétrons na última camada. Ele precisa de mais um elétron. Então, 2 átomos de hidrogênio compartilham seus elétrons ficando estáveis:

Ex.  H (Z = 1)  K = 1

H – H    →   H₂

Nessa situação, tudo se passa como se cada átomo tivesse 2 elétrons  em sua eletrosfera. Os elétrons pertencem ao mesmo tempo, aos dois átomos, ou seja, os dois átomos compartilham os 2 elétrons. A menor porção de uma substância resultante de ligação covalente é chamada de molécula. Então o H₂ é uma molécula ou um composto molecular. Um composto é considerado composto molecular ou molécula quando possui apenas ligações covalentes.

Os compostos covalentes, também denominados compostos moleculares, são aqueles que possuem exclusivamente ligações covalentes. Alguns exemplos são:

 

       Água                    Gás carbônico
H ─ O ─ H                 O ═ C ═ O

 

Algumas características e propriedades desses compostos são explanadas abaixo:

• Estados Físicos: os compostos covalentes podem ser encontrados nos três estados físicos à temperatura ambiente, conforme mostra o quadro abaixo. Porém, em razão de suas moléculas se atraírem menos intensamente, os compostos covalentes são, em geral, gases ou líquidos. Observe também, no quadro, que quanto maior a massa molar e quanto mais intensas forem as forças intermoleculares, maior será a tendência para o composto ser sólido em temperatura ambiente.

• Polaridade: existem compostos covalentes tanto polares como apolares. O que irá determinar sua polaridade será a diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos na ligação covalente. Se houver diferença de eletronegatividade, significa que o composto será polar; mas se não houver diferença de eletronegatividade entre os átomos, não haverá deslocamento de carga na molécula e esse composto será apolar;

• Pontos de fusão e ebulição: pelo fato de apresentarem baixa atração entre suas moléculas, a energia necessária para separá-las e fazê-las mudar de estado de agregação é pequena, por isso seus pontos de ebulição e de fusão são inferiores aos das substâncias iônicas. Esse fato também varia proporcionalmente com a massa molar e as forças de intermoleculares dos compostos, ou seja, com o aumento da massa molar e da intensidade das forças intermoleculares, os pontos de fusão e de ebulição aumentam e vice-versa.

• Condutividade Elétrica: na sua forma pura, a maioria das substâncias covalentes não conduz corrente elétrica, isto é, comporta-se como isolante. Uma exceção é a grafita, que conduz corrente elétrica por possuir ressonância nos elétrons de sua ligação dupla;

• Solubilidade: a solubilidade desses compostos em água e em outros solventes, como o álcool e o querosene, é bastante variada. Isso se dá porque, conforme já dito, existem compostos moleculares polares e apolares. De modo que os polares se dissolvem em compostos também polares e os apolares se dissolvem em substâncias apolares, ou seja, semelhante dissolve semelhante;

• Tenacidade (resistência): baixa tenacidade, sendo sólidos quebradiços.

 

LIGAÇÃO METÁLICA

 

Os átomos dos metais se unem originando os denominados retículos ou reticulados cristalinos, que são redes ou grades nos quais cada átomo do metal está circundado por 8 a 12 outros átomos do mesmo elemento, sendo, portanto, as atrações iguais em todas as direções.

A seguir temos os reticulados unitários mais comuns e os exemplos dos metais que se apresentam nessas formas:

 

Na realidade, cada reticulado cristalino dos metais é formado por milhões e milhões de átomos. Essa estrutura explica duas propriedades características dos metais, que são:

 

Maleabilidade: Capacidade de reduzir os metais a chapas e lâminas finas. Isso é feito por meio de pressão, martelando-se o metal aquecido ou passando-o entre cilindros laminadores.

Em virtude de sua estrutura, os átomos dos metais podem como que “escorregar” uns sobre os outros, explicando essa característica que é muito importante, afinal de contas é dessa forma que se fabricam peças para veículos, aviões, trens, navios, geladeiras, lâminas para peças de decoração, bandeijas, estatuetas, etc.