Ligações Químicas

Dentre os assuntos abordados, temos:

1) Teoria do Octeto

     Os átomos tendem a combinar-se de modo a ter, cada um, oito elétrons na sua camada de valência, com exceção do Hidrogênio e o Hélio, que  estabilizam-se com dois elétrons, ficando com a mesma configuração eletrônica de um gás nobre. A regra é aplicável aos principais grupos de elementos, especialmente ao carbono, nitrogênio, oxigênio e halogênio, mas também a metais como o sódio ou o magnésio. De forma resumida: as moléculas ou íons tendem a ser mais estáveis quando a camada externa de cada um dos seus átomos está preenchida com oito elétrons.

     De fato, parte-se do princípio que, na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível. Os átomos, por exemplo, ligam-se uns aos outros formando moléculas para aumentar a sua estabilidade.

     De acordo com esta teoria, existem arranjos menos estáveis que o de um gás nobre que ocorrem regularmente nos metais de transição.

2) Ligação Iônica

     Durante a união dos átomos na formação das moléculas para originar corpos maiores, nada é mais sensato do que pensar que estes átomos entrarão em contato entre si. Quando dois átomos entram em contato, o fazem a través das fronteiras das suas eletrosferas, ou seja, de suas últimas camadas. Isso faz pensar que a última camada de um átomo é a que determina as condições de formação das ligações químicas.

     Quanto 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. A ligação iônica ocorre entre metais e não-metais e entre metais e hidrogênio.

• átomo com facilidade para liberar os elétrons da última camada: metal
• átomo com facilidade de adicionar elétrons à sua última camada: não-metal

       Num composto iônico, a quantidade de cargas negativas e positivas é igual. 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 representação da ligação, utilizamos somente os elétrons da última camada de cada átomo.

     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.

3) Ligação Covalente

     A ligação covalente Simples, é um tipo de ligação química caracterizada pelo compartilhamento de um ou mais pares de elétrons entre átomos, causando uma atração mútua entre eles, que mantêm a molécula resultante unida. O nome ligação covalente surgiu em 1939. Átomos tendem a compartilhar elétrons de modo que suas camadas eletrônicas externas sejam preenchidas e eles adquiram uma distribuição eletrónica mais estável.

• Ocorre entre não-metal e não-metal
• Entre os átomos ligantes, eles compartilham elétrons respeitando a Teoria do Octeto

     Ligações covalentes normalmente ocorrem entre átomos com eletronegatividades similares e altas (geralmente entre dois não-metais), como:

ou também representado por:

4) Ligação Covalente Dativa

     O que é uma ligação covalente coordenada ou dativa ? A ligação é covalente coordenada ou dativa, quando o par de elétrons compartilhado é formado por elétrons provenientes de um átomo.

•  Ocorre quando um átomo compartilha dois elétrons que provêm do mesmo átomo vizinho.

5) Ligação Metálica

     Enquanto certos corpos apresentam os elétrons bem presos aos átomos, em outros, algumas dessas partículas permanecem com certa liberdade de se movimentarem no cristal. É o que diferencia, em termos de condutibilidade elétrica, os corpos condutores dos isolantes. Nos corpos condutores, muitos dos elétrons se movimentam livremente no cristal, de forma desordenada, isto é, em todas as direções. E, justamente por ser caótico, esse movimento não resulta em qualquer deslocamento de carga de um lado a outro do cristal.

     Os átomos de um metal têm grande tendência a perder elétrons da última camada e transformar-se em cátions. Esses elétrons, entretanto, são simultaneamente atraídos por outros íons, que então o perdem novamente e assim por diante. Por isso, apesar de predominarem íons positivos e elétrons livres, diz-se que os átomos de um metal são eletricamente neutros.

     Os átomos mantêm-se no interior da rede não só por implicações geométricas, mas também por apresentarem um tipo peculiar de ligação química, denominada ligação metálica. A união dos átomos que ocupam os “nós” de uma rede cristalina dá-se por meio dos elétrons de valência que compartilham (os situados em camadas eletrônicas não são completamente cheias). A disposição resultante é a de uma malha formada por íons positivos e uma nuvem eletrônica (mar de elétrons).

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Palestra sobre Biotecnologia

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3 anos do E.M. Química Orgânica I

http://www.tecnicodepetroleo.ufpr.br/apostilas/engenheiro_do_petroleo/introducao_quimica_org.pdf

A Evolução dos Modelos Atômicos

1°) Modelo atômico de Dalton

 O químico inglês John Dalton, que viveu entre 1.766 a 1.825, afirmava que o átomo era a partícula elementar, a menor partícula que constituía a matéria. Em 1.808, Dalton apresentou seu modelo atômico: o átomo como uma minúscula esfera maciça, indivisível, impenetrável e indestrutível. Para ele, todos os átomos de um mesmo elemento químico são iguais, até mesmo as suas massas. Hoje, nota-se um equívoco pelo fato da existência dos isótopos, os quais são átomos de um mesmo elemento químico que possuem entre si massas diferentes. Seu modelo atômico também é conhecido como "modelo da bola de bilhar".

2°) Modelo atômico de Thomson

 Pesquisando os raios catódicos, em 1897, o físico inglês Joseph John Thomson demonstrou que os mesmos podiam ser interpretados como sendo um feixe de partículas carregadas de energia elétrica negativa, as quais foram chamadas de elétrons. Utilizando campos magnéticos e elétricos, Thomson conseguiu determinar a relação entre a carga e a massa do elétron. Ele conclui que os elétrons (raios catódicos) deveriam ser constituintes de todo tipos de matéria, pois observou que a relação carga/massa do elétron era a mesma para qualquer gás que fosse colocado na Ampola de Crookes (tubo de vidro rarefeito no qual se faz descargas elétricas em campos elétricos e magnéticos). Com base em suas conclusões, Thomson colocou por terra o modelo do átomo indivisível e apresentou seu modelo, conhecido também como o "modelo de pudim com passas":

3° Modelo atômico de Rutherford

 O modelo atômico de Ernest Rutherford, elaborado em 1911, é baseado nos resultados da experiência que Rutherford e seus colaboradores realizaram: bombardeamento uma lâmina muito fina (delgada) de ouro (Au) com partículas alfa (que eram positivas). Para ver e entender melhor a referida experiência:

                                a)                                                         

                  

                   b)

Para aproximadamente cada 10.000 partículas alfa que incidiam na lâmina de ouro, apenas uma era desviada ou refletida. Com isso, concluíram que o raio do átomo era 10.000 vezes maior que o raio do núcleo. Comparando, se o núcleo de um átomo tivesse o tamanho de uma azeitona, o átomo teria o tamanho do estádio do Morumbi. Surgiu então o modelo do átomo nucleado, conhecido como o “modelo planetário do sistema solar”: o átomo é constituído por um núcleo central positivo, muito pequeno em relação ao tamanho total do átomo, porém com grande massa (prótons e nêutrons) e ao seu redor, localizam-se os elétrons com carga negativa (compondo a "enorme" eletrosfera) e com pequena massa, que neutraliza o átomo.

Quanto a massa do próton ou nêutron ser igual a (1 unidade), a massa do elétron é 1840 vezes menor. Finalmente, como a massa da partícula alfa é 4 x 1.836 vezes maior que a do elétron, ela não poderia sofrer desvios na colisão com ele. Imaginar um desvio da partícula alfa ao colidir com um elétron seria tão absurdo como imaginar um projétil disparado por uma arma de fogo ser desviado ao colidir com um grão de poeira em suspensão no ar.

4°) Modelo atômico de Bohr

Nota-se no modelo de Rutherford dois equívocos:

·       uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de uma carga positiva estacionária, adquire movimento espiralado em direção à carga positiva acabando por colidir com ela;

·         uma carga negativa em movimento irradia (perde) energia constantemente, emitindo radiação. Porém, sabe-se que o átomo em seu estado normal não emite radiação.

O físico dinamarquês Niels Bohr, em 1913, conseguiu "solucionar" os equívocos cometidos por Rutherford baseando-se na seguinte ideia:

 

· um elétron no átomo adquire apenas certas energias, e cada energia é representada por uma órbita definida, particular. Se o elétron recebe energia ele pula para outra órbita mais afastada do núcleo. Pode ocorrer no elétron a perda de energia por irradiação, e sendo assim, o elétron cai para uma órbita mais próxima do núcleo. Todavia o elétron não pode ficar entre duas órbitas definidas, específicas, pois essa não seria uma órbita estável ( órbita não específica ).

Conclui-se então que: quanto maior a energia do elétron, mais afastado ele está do núcleo. Em outras palavras: um elétron só pode estar em movimento ao redor do núcleo se estiver em órbitas específicas, definidas, e não se encontra em movimento ao redor do núcleo em quaisquer órbitas.

As órbitas permitidas constituem os níveis de energia do átomo ( camadas K L M N O P e Q).

Os elétrons podiam ir de um nível mais interno para outro mais externo absorvendo energia, no processo inverso ocorreria emissão de energia, na forma de luz. A energia recebida e posteriormente liberada é igual. Os postulados de Bohr nos permitem conhecer quantos elétrons um dado átomo possui em cada uma das camadas.