Esta aula foi proposta e apresentada para os alunos do 1º Ano do Ensino Médio.

1. FACULDADE DE FORMAÇÃO DE PROFESSORES DA MATA SUL – FAMASUL FACULDADE ESCRITOR OSMAN DA COSTA LINS - FACOL CURSO DE PÓS-GRADUAÇÃO “LATO SENSO” EM ENSINO DA QUÍMICA Ligação Química Alison Andrade B. Moura 2.2011

3. Introdução Como podemos explicar que porções tão limitadas da matéria, como os átomos, possam formar corpos com que nos deparamos no nosso dia a dia macroscopicamente. É impossível se pensar em átomos como os constituintes básicos da matéria sem se pensar em ligações químicas, como também é impossível se falar em ligações químicas sem falarmos em elétrons. Kekulé e Couper(1868), propuseram a utilização do termo valência para explicar o poder de combinação de um átomo com outros. A valência de um dado elemento é que determina as fórmulas possíveis ou não de compostos formados por ele. Microscópico: Estrutura chamada de retículo cristalino (sal de cozinha) Macroscópico: Sal de cozinha (NaCl)

4. Introdução Na natureza, os únicos átomos que podem ser encontrados no estado isolado (moléculas monoatômicas) são os gases nobres, logo se pensou que os demais átomos se ligariam entre si tentando alcançar a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo deles na tabela periódica. Todos os gases nobres, com exceção do He, possuem 8 elétrons. Esta maneira de pensar a ligação entre os átomos passou a ser conhecida por Teoria do octeto, e foi proposta por Kossel e Lewis no início do século XX. Baseado nessa ideia, a valência de um átomo passou a ser vista como a quantidade de elétrons que um átomo deveria receber, perder ou compartilhar para tornar sua última camada (camada de valência) igual a do gás nobre de número atômico mais próximo. Walter Kossel (1888-1956) Gilbert Newton Lewis em seu laboratório na Universidade da Califórnia, em Berkeley. Gases Nobres – distribuição eletrônica do nível de valência

5. Ligação Iônica Como o próprio nome já diz, a ligação iônica ocorre com a formação de íons. A atração entre os átomos que formam o composto é de origem eletrostática. Sempre um dos átomos perde elétrons, enquanto o outro recebe. O átomo mais eletronegativo arranca os elétrons do de menor eletronegatividade. Ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio. Ex.: A ligação entre o sódio (11Na) e o cloro (17Cl) é um exemplo característico de ligação iônica. Observe a distribuição dos elétrons em camadas para os dois elementos: Para o cloro interessa adicionar um elétron à sua última camada, completando a quantidade de oito elétrons nela. Ao sódio interessa perder o elétron de sua camada M, assim a anterior passará a ser a última, já possuindo a quantidade necessária de elétrons. Na 2 - 8 - 1 Cl 2 - 8 - 7

6. Ligação Iônica Na representação da ligação, utilizamos somente os elétrons da última camada de cada átomo. A seta indica quem cede e quem recebe o elétron. Cada elétron cedido deve ser simbolizado por uma seta. Esta representação é conhecida por fórmula eletrônica ou de Lewis. OBS.: O sódio possuía inicialmente 11 prótons e 11 elétrons. Após a ligação, a quantidade de prótons não se altera e a de elétrons passa a ser 10. O cloro que inicialmente possuía 17 prótons e 17 elétrons, tem sua quantidade de elétrons aumentada de uma unidade após a ligação. Com isso o sódio se torna um íon de carga 1+ e o cloro 1-. A força que mantém os dois átomos unidos é de atração elétrica, ou seja, uma ligação muito forte. Como foram utilizados um átomo de cada tipo, a fórmula do composto será NaCl.

7. Ligação Iônica De maneira análoga podemos observar a ligação entre o flúor (9F) e o alumínio (13Al). O alumínio perde os três elétrons de sua última camada, pois a penúltima já possui os oito elétrons necessários. Como o átomo de flúor possui 7 elétrons em sua última camada, precisa de apenas mais um elétron. São necessários três átomos de flúor para acomodar os três elétrons cedidos pelo alumínio. De maneira análoga ao exemplo anterior, ocorre a formação de íons positivo e negativo devido a quebra do equilíbrio entre as quantidades de prótons e elétrons nos átomos. O alumínio passa a ser um íon de carga 3+ e o flúor 1-. A fórmula do composto será AlF3.

9. Ligação Covalente Simples É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam adicionar elétrons em suas últimas camadas. Somente o compartilhamento é que pode assegurar que que estes átomos atinjam a quantidade de elétrons necessária em suas últimas camadas. Cada um dos átomos envolvidos entra com um elétron para a formação de um par compartilhado, que a partir da formação passará a pertencer a ambos os átomos. Ocorre entre não metais e não metais, não metais e hidrogênio e entre hidrogênio e hidrogênio. O hidrogênio possui somente uma camada contendo um único elétron, compartilhando 1 elétron, atinge a quantidade necessária para a camada K, que é de dois elétrons. Os elétrons compartilhados passam a ser contados para as eletrosferas dos dois átomos participantes da ligação. Na molécula de nitrogênio ocorrem três ligações covalentes entre os dois átomos. 1H = 1s1 7N = 1s2 2s2 2p3

10. Ligação Covalente Simples Estas três ligações garantem que os dois átomos de nitrogênio atinjam a quantidade de oito elétrons nas suas últimas camadas. A ligação covalente entre dois átomos iguais é dita apolar, pois nela os elétrons são compartilhados de maneira igual, nenhum dos átomos tem mais força que o outro para atrair o elétron para si. A molécula de CO2 é formada por dois átomos de oxigênio e um de carbono unidos através de ligações covalentes. O átomo de carbono compartilha 4 elétrons e cada átomo de carbono 2, garantindo assim que ambos atinjam os oito elétrons nas últimas camadas. 6C=1s2 2s2 2p2 = 2 - 4 8O = 1s2 2s2 2p4 = 2 - 6

11. Ligação Covalente Simples Como a ligação é entre átomos diferentes e com diferentes eletronegatividades, a ligação é dita polar pois o átomo de oxigênio atrai para si mais fortemente os elétrons compartilhados. Além da fórmula eletrônica, os compostos covalentes podem ser representados pela fórmula estrutural, onde cada par compartilhado é representado por um traço. Ex.: H - H, O = C = O. Uma ligação covalente unindo dois átomos é dita simples. O conjunto de duas ligações unindo dois átomos é dito dupla ligação. O conjunto de três ligações unindo dois átomos é dito tripla ligação.

12. Ligação Covalente dativa ou coordenada A existência de algumas moléculas não pode ser explicada simplesmente através da ligação covalente simples. Para estes casos foi formulada a teoria da ligação covalente coordenada. Neste tipo de ligação, um dos átomos que já estiver com última camada completa entra com os dois elétrons do par compartilhado. Este par de elétrons apresenta as mesmas características do da ligação covalente simples, a única diferença é a origem dos elétrons, que é somente um dos átomos participantes da ligação. Os elétrons do par passam a pertencer a ambos os átomos participantes. A ligação covalente coordenada é representada por uma seta que se origina no átomo doador e termina no átomo receptor. Dadas as distribuições eletrônicas em camadas para os átomos de 16S e 8O. S = 2 - 8 - 6 O = 2 - 6 Compartilhando dois elétrons através de ligações covalentes simples, ambos os átomos atingem os oito elétrons na última camada.

14. Ligação Covalente dativa ou coordenada No entanto, esta molécula ainda pode incorporar ainda um ou dois átomos de oxigênio. Tal fato só pode ser explicado se o enxofre utilizar um ou dois pares de elétrons não envolvidos em ligações para formar um ou dois pares dativos com o oxigênio. Outra molécula que não pode ser explicada somente com a ligação covalente simples é a de CO2. O interessante desta molécula é que a ligação covalente dativa ocorre do átomo mais eletronegativo (O) para o menos eletronegativo (C).

15. Ligação Metálica É o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de metais. Os átomos dos elementos metálicos apresentam forte tendência a doarem seus elétrons de última camada. Quando muitos destes átomos estão juntos num cristal metálico, estes perdem seus elétrons da última camada. Forma-se então uma rede ordenada de íons positivos mergulhada num mar de elétrons em movimento aleatório. Se aplicarmos um campo elétrico a um metal, orientamos o movimento dos elétrons numa direção preferencial, ou seja, geramos uma corrente elétrica. É preciso haver uma ligação entre metais para produzir joias de ouro.

17. Referências: Cláudio, L. Átomos & moléculas. Ribeirão Preto – SP. Disponível no site: http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/ligaquim.htm Resumo sobre ligações químicas. Disponível no site: http://www.youtube.com/watch?v=vjETqU7-1RY&feature=results_video&playnext=1&list=PL61475098430C07D0 Oxigênio na Escola. Disponível no site: http://www.youtube.com/watch?v=5YH99hIAVJg&feature=related