ligações quimicas - parte 2

ligações quimicas - parte 2

Ligações Químicas Parte I

Esse tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos tendem a receber elétrons.

Como é impossível que todos os átomos recebam elétrons sem ceder nenhum, eles compartilham seus elétrons, formando pares eletrônicos. Cada par eletrônico é constituído por um elétron de cada átomo e pertence simultaneamente aos dois átomos. Como não ocorre ganho nem perda de elétrons, formam-se estruturas eletricamente neutras, de grandeza limitada, denominadas moléculas. Por esse motivo, essa ligação também é denominada molecular.

Esquematicamente, a ligação covalente pode ser assim representada:

A LIGAÇÃO COVALENTE E A TABELA PERIÓDICA Relação entre a posição na tabela e o número de ligações:

A representação do número e dos tipos de átomos que formam uma molécula é feita por uma fórmula química. Existem diferentes tipos de fórmulas: a molecular, a eletrônica e a estrutural plana.

a) Molecular: é a representação mais simples e indica apenas quantos átomos de cada elemento químico formam a molécula.

b) Eletrônica: também conhecida como fórmula de Lewis, esse tipo de fórmula mostra, além dos elementos e do número de átomos envolvidos, os elétrons da camada de valência de cada átomo e a formação dos pares eletrônicos.

c) Estrutural plana: também conhecida como fórmula estrutural de Couper, ela mostra as ligações entre os elementos, sendo cada par de elétrons entre dois átomos representado por um traço.

OBS.: Mais de um par de elétrons pode ser compartilhado, formandose, então, ligações simples, duplas e triplas. Veja as fórmulas de algumas moléculas simples:

Alguns casos particulares

A regra do octeto não é absoluta. Vários compostos estáveis não apresentam oito elétrons em torno de um átomo da molécula.

Veja alguns elementos que não seguem a regra do octeto:

Boro (B)

O boro forma compostos estáveis por meio de três ligações simples, estabilizando-se com seis elétrons na camada de valência.

Berílio (Be)

O berílio — embora classificado como metal alcalino-terroso, pelo fato de seus dois elétrons da camada de valência apresentarem elevadas energias de ionização, forma compostos moleculares com duas ligações simples. Assim, estabiliza-se com quatro elétrons na camada de valência.

Alumínio (Al)

Como seus elétrons de valência apresentam elevadas energias de ionização, o alumínio forma, em alguns casos, três ligações simples.

Assim, estabiliza-se com seis elétrons na camada de valência.

As explicações anteriores baseiam-se em fatos experimentais.

Compostos como BF3, BeF2 e AlCl3 apresentam TF e TE baixas, quando comparados com compostos iônicos, o que evidencia que eles são moleculares.

Essa ligação é semelhante à covalente comum, e ocorre entre um átomo que já atingiu a estabilidade eletrônica e outro ou outros que necessitem de dois elétrons para completar sua camada de valência.

A ligação dativa pode ser indicada por: uma seta

O exemplo clássico dessa ligação é o dióxido de enxofre ( ). Nesse caso, o enxofre estabelece uma dupla ligação com um dos oxigênios, atingindo a estabilidade eletrônica (oito elétrons na camada de valência). A seguir, o enxofre compartilha um par de seus elétrons com o outro oxigênio, através de uma ligação covalente dativa ou coordenada.

Observe:

Além do oxigênio, outra espécie química, o cátion H+, comumente se associa a outros elementos através de ligações dativas.

O cátion H+ forma-se quando o átomo de hidrogênio, em condições especiais, perde seu único elétron:

A eletrosfera do H+ fica vazia e se estabiliza com dois elétrons, que “recebe” normalmente através de uma dativa.

Dois exemplos muito comuns de dativas envolvendo o cátion H+ são a formação dos cátions amônio (NH4+) e hidroxônio (H3O+).

As fórmulas do tipo HxEOy correspondem a uma série de compostos classificados como ácidos oxigenados. Nessas fórmulas, todos os oxigênios aparecem unidos ao elemento central E. Cada átomo de hidrogênio irá unir-se a um átomo de oxigênio, formando tantos grupos OH quantos forem possíveis. Um exemplo desse tipo de substância é o ácido sulfúrico (H2SO4):

Exercício I

Na atmosfera superior, o gás oxigênio (O2) transforma-se no gás ozônio

(O3), o qual é capaz de bloquear grande parte da radiação ultravioleta, permitindo, apenas, a passagem de aproximadamente 7% dessa radiação. Escreva a fórmula eletrônica e estrutural dos dois gases.

Um elemento X possui 6 elétrons de valência. Represente a fórmula eletrônica, estrutural e molecular desse elemento quando combinado com o hidrogênio.

Exercício I

Exercício I

Observe a estrutura genérica representada abaixo. Para que o composto esteja corretamente representado, de acordo com as ligações químicas indicadas na estrutura, X deverá ser substituído pelo seguinte elemento:

a) fósforo c) carbono b) enxofre d) nitrogênio

A água oxigenada (H2O2), quando concentrada, é conhecida por peridrol. Quando exposta à luz, decompõe-se e origina água e oxigênio. Essa reação pode ser representada pela equação:

Com base na equação, podemos observar que o número de elétrons compartilhados em uma molécula de água oxigenada é igual a:

Exercício IV

Exercício V

Sabendo-se que no composto HBrO3, o bromo está ligado aos 3 átomos de oxigênio e que o hidrogênio está ligado a um dos átomos do oxigênio, pode-se afirmar que o Br realizará:

a) ligações covalentes normais. b) ligações iônicas. c) ligações metálicas. d) ligações metálicas e iônicas. e) duas ligações covalentes coordenadas e uma normal.

Exercício VI

Os elementos nitrogênio, carbono, oxigênio e flúor estão situados respectivamente nas famílias IVA, VA, VIA e VIIA da tabela periódica. Com base nessas informações, represente as fórmulas estruturais das seguintes substâncias:

I — CF4 I — CO2

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