Ligações Entre Átomos

Ligação Iônica

É uma ligação feita entre íons.

Depois que os átomos passam por uma interação um com o outro (ganho e perda de elétrons, dependendo de qual deles tiver mais pretensão ao processo), resulta-se na formação de íons (forma iônica desses átomos), que passam a se atrair basicamente por força eletrostática (atração entre cargas opostas, positiva e negativa).

Então com a existência de um átomo de metal (são muito eletropositivos, perdem elétrons) e de um não-metal (eletronegativos, tendência de "ganhar" elétrons) ocorre:

M -> M^1+ + e-

X + e- -> X^1-


O metal perde elétron para o não metal, que fica positivo.
O não-metal agora com um elétron a mais fica negativo, podendo os dois com cargas opostas então se atrair.

M + X -> M+ + X-


Compostos Iônicos em temperatura e pressão naturais são encontrados na forma sólida.
Pois a força de uma atração eletrostática é muito forte além de que cada íon (tanto do Metal quanto do Não metal) tem a capacidade de atrair e ser atraído não por um outro íon só, mas pode-se ligar a ele seis outros da carga oposta (em cada lado ao redor) que cada um terá seus próprios seis íons já ligados nele, formando uma rede de cristal muito resistente.
Portanto os cristais iônicos formados nessa ligação são bem fortemente ligados, com distâncias de ligação muito pequenas, portanto não há mobilidade que é a característica principal no estado sólido.




Os dois átomos, como se vê possuem a mesma quantidade de camadas, mas o Lítio possui número atômico menor, (menos prótons) o que faz dele o com raio atômico maior (menor atração para aproximação dos elétrons).

Por isso é ele quem perde mais fácil o elétron.
E é essa facilidade de perder seu elétron é que faz dele Metal.



Cristal Iônico do LiF:




* Exemplos:

Na: 1 elétron na última camada (chamada camada de valência), portanto Metal. Tendência a perder esse elétron para ficar estável completando o octeto.
(Possui raio atômico maior do que o átomo de Cl, então perde elétrons mais fácil)

Cl: 7 elétrons na camada de valência.
Tendência a atrair um elétron para ele, completando o octeto e ficando estável.

Sendo assim esses dois quando reagem formam um aglomerado cristalino fortemente ligado que é o cloreto de sódio (NaCl - o sal de cozinha).
Sólido a temperatura ambiente.

Compostos cristalinos como esse tem ponto de fusão e ebulição muito altos, pois é muito difícil romper as forças de atração entre seus íons, força de atração que é muito forte (força eletrostática é alta e existe em grande quantidade, entre muitos íons no aglomerado cristalino) mantendo os íons muito próximos, para romper essa força precisa-se de muita energia (calor).


Então esses sólidos iônicos não existem moléculas, o que eles apresentam é um conjunto de íons bem organizados em proporção definida, denominado retículo cristalino.

No caso do NaCl no composto cristalino terá a mesma quantidade de íons de Cl como de Na. Pois cada Cl só precisa de um Na para reagir e vice-versa.
Mas se fosse o caso do composto Na2O, no aglomerado cristalino do óxido de sódio, tem-se duas vezes mais Na do que Oxigênio.


Para se descobrir a proporção, a quantidade de cátion para a de ânions, para colocar na fórmula molecular (por exemplo Na2O), existe uma regra:

Coloca-se o cátion e o ânion com suas respectivas cargas (Na+ O2-) o Na tem 1 elétron na camada de valência que vai perder e o oxigênio para completar o octeto vai ganhar 2 elétrons para sua camada de valência que tinha seis e ficar com 8.
Sendo assim a regra agora é só descer os valores em cruz X, o 2 vai para o Na e o 1 para o O.


Obs: Quando não-metais ganham elétrons, seus átomos liberam uma grande quantidade de energia.
Quando metais perdem elétrons, para isso acontecer precisam receber energia para compensar a do elétron e então o liberam.

Se a energia que por exemplo, 1 mol de cloro libera quando ganha elétrons for maior que a energia requerida para favorecer a perda de elétrons de 1 mol de sódio, então os dois podem reagir entre si sendo que o resto da energia liberada em forma de calor.

Porém o que acontece é:
"Na" tem 1 elétron na última camada.

Na -> Na+ + e- Delta H = + (energia absorvida) 495kJ

Cl + e- -> Cl- Delta H = - (energia liberada) 348 kJ

145 kJ desfavorável, sendo que isso seria necessário para a reação acontecer se toda a energia liberada por um pudesse ser usada pelo outro, coisa que não acontece, nem todo os 348 kJ liberados pelo mol de Cl poderiam ser aproveitados e absorvidos pelo mol de Na.
(uma parte da energia liberada é perdida na ambiente).

Essa análise de liberação de energia para a quantidade que é necessária ser absorvida mostra que a reação entre Na e Cl não é espontânea (não tem início espontâneo, pelo menos).

Mas quando o cátion de Na+ já formado reage com o ânion de Cl- também já formado anteriormente (por ter sido a eles fornecido energia para acontecer as reações a cima), poderão reagir um íon com o outro facilmente, ligando-se, em uma reação que libera muita energia (podendo assim continuar a reação, tendo energia para a formação de outros íons -não sendo mais necessária energia adicional externa- como foi necessário para iniciar a reação).

Na+ + Cl- -> NaCl Delta H = -449 kJ


Pois quando dois átomos ou no caso íons se ligam um ao outro, para que isso aconteça o arranjo final de seus íons precisa configurar uma situação de menor energia (maior estabilidade) que aquela para os íons isolados.
Para isso, quando acontece uma reação (acontece porque eles estão buscando maior estabilidade), eles liberam energia.


Liberando então nesse caso 449, que compensa o tanto que o Na precisa absorver para liberar o elétron, considerando que antes houve um déficit de 147 de energia que ainda seria necessária teoricamente (porque na prática como dito poderia ser um pouco mais -o que se chama de energia de ativação-) para que a reação de formação dos íons acontecesse.
Sendo que então na verdade se devolva para o ambiente, o tanto de energia que sobra ao final desse processo de formação de 1 mol de NaCl é 302 kJ.

449 - 147 = 302

Se representa como -302 kJ, porque é energia liberada, perdida pelos átomos em questão (por isso o sinal de menos).


Quando o sinal do delta H (entalpia) é negativo esse é um processo como dito acima, de liberação de energia, que tem o nome de processo exotérmico.
Quando é o contrário, o sinal é positivo, houve absorção de energia, então o processo é chamado de endotérmico.


Para separar (dissociar) os átomos ligados, é necessário o fornecimento da mesma quantidade de energia liberada na formação da ligação.
Para que eles voltem a ter a mesma quantidade de energia que tinham quando eram separados.
Esse processo de dissociação portanto é endotérmico.

Define-se então energia de dissociação (Edis): é a energia necessária para que seja rompido (homoliticamente, divisão de elétrons iguais para os dois átomos -no caso eles voltam a ter a mesma quantidade de elétrons que tinham antes de se ligarem-) 1 mol de ligações covalentes entre dois átomos.

Ligação Covalente

Tendência de ganhar (que é alta) ou perder elétrons (que é baixa) igual para os dois átomos.

Pois os dois são não-metais (Ametal), com eletronegatividade alta (muita força eletrostática, de atração de elétrons por seus núcleos -igualmente forte-), o que faz a tendência de receber elétrons dos dois átomos, que vão se ligar, ser o que predomina.

Mas ainda assim, por mais que a força de atração do elétron dos dois é forte, um acaba tendo maior força que outro.
Por isso os Ametais são enfileirados na fila de eletronegatividade que mostra em ordem do mais eletronegativo de todos os átomos (que mais atrai elétrons), o F até o H.

FONClBrISCPH.


Para resolver essa disputa por quem pega o elétron, eles fazem um tipo de ligação que ninguém precisa perder.
Eles compartilham os elétrons da sua última camada entre eles afim de completar o octeto.

O compartilhamento acontece:
Entre dois átomos, o núcleo de um pode atrair elétrons do outro, fazendo o outro átomo se aproximar, mesma coisa que vai passar a acontecer do núcleo desse outro exercendo influência (atraindo) os elétrons do primeiro.

Isso fará então que esses átomos se aproximem.
Mas a partir de um ponto, quando começam a ficar muito próximos, essa atração vai aumentando até começar uma repulsão, pois a força eletrostática dos prótons do núcleo deles, passa a agir não só sobre a eletrosfera e os elétrons do outro, mas sobre o núcleo do outro, como os dois núcleos são positivos eles se repelem.

Essas forças de atração e repulsão agem até chegar em um equilíbrio que determinará uma proximidade que esses dois átomos ficarão um do outro.

Se a força de atração do núcleo de um sobre os elétrons do outro for forte o bastante para se aproximarem e sobreporem as eletrosferas então ocorrerá uma ligação covalente entre eles.

Esse caso acontecerá quando os dois átomos estiverem precisando de elétrons na última camada para formar o octeto.
Então sobreporão as eletrosferas e o elétron de um passará ter influencia tanto de um núcleo quanto do outro, mantendo-os ligados e servindo aos dois.




O Hidrogênio é um átomo que só possui uma camada e é uma exceção na regra do octeto que fica estável completando sua camada de valência com 2 elétrons, imitando a estabilidade do gás nobre Hélio.


Molécula de hidrogênio (H2) possui 435 kJ/mol a menos do que a energia dos dois átomos somados sozinhos.
Portanto quando dois átomos de hidrogênio se ligam, liberam 435 kJ.

Na ligação do H2, o sistema adquire estabilidade máxima quando a distância entre os núcleos é de 74 pm (essa distância entre hidrogênio-hidrogênio).
Isso denomina-se comprimento de ligação.

Portanto esses átomos quando se encontram a essa distância o efeito estabilizador da sobreposição das orbitais (sobreposição que ocorre pela atração do núcleo de um pelos elétrons do outro), como a repulsão entre as cargas de mesmo sinal dos dois núcleos equilibram-se exatamente.

A molécula de flúor (F2) tem comprimento de ligação de 142 pm.
(Sobrepõem a orbital de um dos átomos com a do outro, dando origem a uma orbital de ligação agora ocupada por um par de elétrons).


Existe um tipo de ligação covalente que até muito recentemente era comum ser ensinada como um caso particular de ligação, chamada de ligação covalente coordenada ou dativa.
Nesse modelo quando um átomo completa o octeto ele pode doar (sem perder a influencia deles) um ou mais pares de elétrons com outros átomos precisando ainda ter seu octeto completo.
Na verdade não há diferença entre a natureza de uma ligação covalente normal e uma dativa, ambas envolvem "compartilhamento" de elétrons e não têm porque serem chamadas por nomes diferentes (a diferença é que a dativa não envolve mutuo compartilhamento)




O Sulfeto de Sódio (Na2SO4) é um exemplo de um composto que possui ambas as ligações. Como também o NaOH e muitos outros.

O Na2SO4 tem suas moléculas são formadas por ligações covalentes entre o Enxofre (S) e os 4 Oxigênios, deixando dois dos oxigênios incompletos (camada de valência incompleta em relação ao octeto).

Na formação do íons SO4^2-, o enxofre compartilha um elétron com um oxigênio e um outro com outro oxigênio, ficando com o enxofre com 8 elétrons e dois oxigênios com 7 na camada de valência.
Então a partir dai o enxofre faz duas dativas, em dois outros átomos de oxigênio, completando o octeto deles.

Formado então o íon SO4^2- (2-, pois dois dos oxigênios somente recebem um elétron a mais do enxofre, sem que com isso completem oito elétrons na camada de valência, ficando com 7 elétrons, número impar de elétrons indicando então que ficará um com elétron desemparelhado.
Elétrons desemparelhados na última camada -elétron impar- é a característica que caracteriza os radicais livres -íons muito reativos-.
Esse elétron desemparelhado em dois dos oxigênios, é contabilizado como as cargas negativas a mais que é indicado por 2- no ânion sulfito).

Essas cargas negativas fazem o ânion SO4^2-, faz dele muito reativo, atraindo Na+ com suas cargas positivas, ligando-se uns nos outros ionicamente, por ação da força eletrostática.




Percebe-se aqui, a fórmula Na+ e SO4^2- que resulta em Na2SO4.