LIGAÇÕES QUÍMICAS A grande diversidade de substâncias que existem na natureza deve-se à capacidade de combinação dos átomos de um mesmo elemento ou de elementos diferentes. 1. Por que os átomos se ligam? – TEORIA ELETRÔNICA DE VALÊNCIA Os átomos se ligam com a finalidade de adquirirem maior estabilidade; aliás, este é o princípio mais geral do Universo, ou seja, na Natureza. tudo ocorre no sentido de se maior estabilidade. Toda ligação entre os átomos é acompanhada de uma liberação de energia. Significa que normalmente os átomos são mais estáveis ligados uns aos outros que isolados. Em 1916, o alemão Walter Kossel (1888-1956) assinalou que um átomo é mais estável quando sua última camada apresenta oito elétrons. Criou a teoria da eletrovalência, dando uma nova interpretação à afinidade química dos elementos. Nesse mesmo ano, o norte-americano Gilbert N. Lewis (1875-1946) demonstrou a relação entre o agrupamento de átomos e a configuração eletrônica dos gases nobres. Trabalhando independentemente, Kossel e Lewis chegaram às mesmas conclusões: quanto à estabilidade da última camada de elétrons. Em 1919, o norte-americano Irving Langmuir (1881-1957) ampliou as idéias de Lewis e Kossel e enunciou a teoria do octeto. Provou-se experimentalmente que os gases nobres são elementos quimicamente inertes, pois, em condições normais, são os únicos elementos cujos átomos são encontrados na forma isolada. Então, podese afirmar que os gases nobres apresentam átomos estáveis. O elo comum aos elementos da família dos gases nobres é o fato de apresentarem a última camada com seus orbitais s e p completos. Como todas as propriedades químicas dos elementos estão relacionadas às configurações eletrônicas, os cientistas concluíram que a estabilidade dos gases no estava relacionada ao fato de os átomos desses elementos apresentarem a última camada com seus orbitais s e p completos no estado fundamental. Sendo o Hélio uma exceção, pois possui apenas dois elétrons na camada de valência, possui somente o subnível s completo. Is2 2 2 6 10Ne: ls / 2s 2p 2 2 6 2 6 18Ar: ls / 2s 2p / 3s 3p 2 2 6 2 6 10 2 6 36Kr: ls / 2s 2p / 3s 3p 3d / 4s 4p 2 2 6 2 6 10 2 / 45 4p6 4d10 / 5s2 5p6 54Xe: ls / 2s 2p / 3s 3p 3d 2 2 6 2 6 10 / 452 4p6 4d10 4fl4 / 5s2 5p6 5d10 / 6s2 6p6 86Rn: ls / 2s 2p / 3s 3p 3d 2He:
A teoria de Langmuir afirma, então, que “ Os átomos dos diferentes elementos estabelecem ligações, doando, recebendo ou compartilhando elétrons para adquirir uma configuração eletrônica igual a de um gás nobre no estado fundamental: 8 elétrons no nível de energia mais externo ou, então, 2 elétrons se o nível mais externo for o primeiro.” Embora não seja seguida pela maioria dos elementos e, portanto, não possa ser encarada como uma explicação para o fenômeno das ligações químicas, a regra do octeto é uma “ferramenta“ útil para encontrar teoricamente a fórmula dos compostos mais comuns formados por elementos representativos. Assim, a verdadeira explicação para o fenômeno das ligações é que elas ocorrem com liberação de energia e aumento da estabilidade do sistema.
Quando os átomos estabelecem uma ligação química, ocorre liberação de energia e conseqüente aumento da estabilidade. 2.LIGAÇÕES IÔNICAS A principal característica dos metais é a alta eletropositividade (ou baixa eletronegatividade) e a conseqüente tendência a doar seus elétrons mais externos formando cátions (íons positivos). A tendência de um átomo metálico isolado, porém, é permanecer como está e para retirarmos 1 elétron de seu nível mais externo precisamos gastar uma energia denominada primeira energia de ionização do elemento Exemplo: 1 Na(g) + 8,216. 10-22 kJ de energia Î 1 Na+ + 1 eSe 1 átomo isolado de sódio, Na(g), absorve 8,216 . 10-22 kJ de energia para se transformar no cátion sódio, Na+;, isso significa que ele passa para um estado maior instabilidade. Logo, a tendência de os metais doarem elétrons só se manifesta na presença de átomos que tenham tendência oposta, isto é, de receber elétron, o que leva à formação de íons de cargas opostas que se atraem
mutuamente. Os ametais, por sua vez, são elementos que possuem como característica principal a alta eletronegatividade (alta afinidade eletrônica) e a conseqüente tendência a receber elétrons formando ânions (íons negativos). Essa tendência se verifica inclusive para o átomo isolado. Exemplo: 1 Cl(g) + 1 e- Î 1Cl- + 5,797 . 10-22 kJ Se 1 átomo isolado de cloro, Cl, libera aproximadamente 5.797 . 10-22 kJ energia para se transformar no ânion cloreto, Cl-, significa que ele passa para um estado de maior estabilidade. Portanto a tendência de os ametais receberem elétrons revela-se em qualquer situação. As substâncias constituídas por átomos de metais e ametais como o cloreto sódio, NaCl(s), são denominadas substâncias iônicas ou compostos iônicos, porque quando a substância simples sódio metálica, Na(s) , entra em contato com molécula de gás cloro, Cl2 ocorre uma violenta reação química que provoca a transferência. dos elétrons mais externos dos átomos de sódio para os átomos de cloro. Essa transferência de elétrons dá origem a uma série de cátions Na+ e de ânion. Cl- que tendem a permanecer unidos por forças de atração elétrica entre cargas opostas, formando o composto representado pela fórmula mínima NaCl 2 Na(s) + 1 Cl2(g) Î2 NaCll(s) + 642,4 kJ/mol de NaCl(s) formado. O fato de a reação de formação do cloreto de sódio, NaCl(s) ocorrer com grande liberação de energia indica que esse composto é muito mais estável do que era substâncias simples sódio metálico, Na(s) e gás cloro. Cl2(g). 2.1. TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS Os não metais têm quatro ou mais elétrons na última camada eletrônica e apresentam alta eletronegatividade; portanto tendem a ganhar elétrons. Os metais têm poucos elétrons na camada de valência e baixa eletronegatividade; portanto tendem a perder elétrons. Quando os átomos de um metal e de um ametal se aproximam, pode haver transferência espontânea de elétrons de um para o outro. O átomo do metal cede elétrons e o ametal recebe Essa transferência origina íons. Ao perderem elétrons , os metais ficam com mais prótons que elétrons, originando os cátions (íons positivos). Por sua vez, ao ganharem elétrons, os não metais ficam com mais elétrons que prótons, originando os ânions (íons negativos). A atração eletrostática entre cátions e ânions é responsável pela formação dos cristais iônicos. Essa transferência espontânea de elétrons ocorre com liberação de energia , o que faz os elementos passarem para um estado de maior estabilidade.
Denomina-se ligação iônica aquela que ocorre pela atração elétrica de cátions (íons positivos) e ânions (íons negativos).
Esquematicamente, a ligação iônica entre os átomos de A e B, genéricos podem ser assim repres
Vamos analisar o cloreto de sódio como exemplo da formação de ligação iônica. A distribuição eletrônica desses átomos é:
K 2 2
11Na 17Cl
L 8 8
M 1 7
Cada átomo de sódio, ao aproximar-se de um de cloro, perde o seu elétron da última camada eletrônica, ficando com oito elétrons na camada de valência. Com essa perda, cada átomo de sódio transforma-se em um cátion com uma carga positiva, Na+, com o mesmo nome do metal de origem, íon sódio. Na+ + 1e-
Î
Na
núcleo: 11 p+ eletrosfera: 11 ecarga: O
11 p+ 10e1+
O cloro possui alta eletronegatividade. Por isso, recebe o elétron perdido pelo sódio e fica com oito elétrons na última camada, transformando-se em um ânion com uma carga negativa, Cl-, denominado íon cloreto. Cl + 1e- Î
Cl-
17 p+ núcleo: 17 p+ 18eeletrosfera: 17 ecarga: O 1Os cátions e os ânions alternam-se regularmente no cristal iônico, que, embora formado por partículas eletricamente carregadas, é eletricamente neutro, pois as quantidades de cargas positivas e negativas são iguais.
núcleo: eletrosfera:
carga: entidade química:
Na+ + Cl- Î + 11 p 17 p+ 10 e 18 e+ 1 1cátion ânion
NaCl 28 p+ 28 e0 cristal iônico
Quando se forma a ligação iônica, a quantidade de elétrons doados pelo metal é igual à de elétrons ganhos pelo não-metal.Vejamos a formação do fluoreto de magnésio (MgF2). A distribuição eletrônica desses átomos é:
K 2 2
12Mg 9F
L 8 7
M 2
Ao se aproximarem de átomos de flúor, os átomos de magnésio perdem os elétrons da última camada, transformando-se em cátions com duas cargas positivas, Mg2+, os íons magnésio. Mg
Î
Mg2+ + 2e-
12 p+ núcleo: 12 p+ 10eeletrosfera: 12 e carga: O 2+ Cada átomo de flúor, devido à alta eletronegatividade, recebe um elétron, completando sua camada de valência e transformando-se em um i3nion com uma carga negativa, F-, íon fluoreto. F + 1e- Î núcleo: 9 p+ eletrosfera: 9 ecarga: O
F9 p+ 10e1-
Como cada átomo de magnésio perde dois elétrons e cada átomo de flúor ganha apenas um, são necessários dois átomos de flúor para receber aqueles dois elétrons. Assim, a proporção entre os íons magnésio e fluoreto no fluoreto de magnésio é 1 : 2.
núcleo: eletrosfera:
carga: entidade química:
Mg2+ + 2 F- Î 12 p+ 2. 9 p+ 10 e 2.10e2+ 2. (1-) cátion ânion
MgF2 30 p+ 30 e0 cristal iônico
A tabela a seguir traz um resumo sobre como ocorrem as ligações iônicas entre os elementos representativos mais comuns, que normalmente seguem a regra do octeto. Observação: os elementos são representados genericamente pelo símbolo E. As bolinhas ao redor de E representam os elétrons de valência.
Família
Elementos
1
Li, Na, K e Rb
1e-
Tendência do elemento para adquirir estabilidade Perder 1 elétron: cátion 1+
2
Mg, Ca, Sr e Ba
2e-
Perder 2 elétron: cátion 2+
13
Al
3e-
Perder 3 elétron: cátion 3+
15
NeP
5e-
Ganhar 3 elétron: ânion 3-
16
OeS
6e-
Ganhar 2 elétron: ânion 2-
17
F, Cl, Br e I
7e-
Ganhar 1 elétron: ânion 1-
Elétrons do último nível
2.2. DIAGRAMA DE ENERGIA A união entre um cátion e um ânion pode ser facilmente acompanhada num diagrama de energia. Veja:
9 Curva I A curva I representa a queda de energia devido à atração entre um cátion Li + e um ânion F-. Perceba que a energia diminui à medida que diminui a distância entre os íons. Vamos analisar os pontos 1, 2 e 3 assinalados na curva I:
Ponto 1 : Neste ponto temos os dois íons infinitamente separados, ou seja, colocados a uma distância tal que não existem forças de atração e de repulsão efetivas. Ponto2: Neste ponto os íons já estão se atraindo; portanto, a distância entre eles vai diminuindo, o que implica uma diminuição de energia, e, conseqüentemente, a estabilidade aumenta. Ponto 3: Neste ponto existe um equilíbrio entre todas as forças de atração e de repulsão; assim, os íons não tendem a se afastar ou se aproximar mais, ou seja, a energia é mínima e a estabilidade é máxima. Aqui ocorre a ligação iônica e a distância entre os íons recebe o nome de distância de ligação ou comprimento de ligação (dl) 9 Curva II A curva II representa um brusco aumento de energia, que ocorreria se os íons fossem comprimidos a uma distância menor que a distância de ligação. Evidentemente, o equilíbrio entre as forças de atração e de repulsão seria rompido, prevalecendo as forças de repulsão entre as eletrosferas e entre os núcleos, e o sistema logicamente seria instável. Vamos estabelecer uma analogia, comparando a ligação a uma mo/a. Observe:
2.3. ARRANJO CRISTALINO Um composto iônico é formado por um número muito grande e indeterminado de cátions e ânions agrupados alternadamente, segundo uma forma geométrica definida que chamamos de arranjo cristalino, característico de cada composto iônico. No caso do cloreto de sódio, NaCl (s), os íon de Na+ e Cl-, agrupam-se num arranjo denominado cúbico de três eixos , como ilustrado a seguir:
Observe que no cristal de cloreto de sódio cada íon de Na+ é cercado por 6 íons de Cl- e vice-versa; esse número é denominado número de coordenação.
O número de íons imediatamente ligados a determinado íon em um arranjo cristalino é denominado de número de coordenação No cloreto de sódio o número de coordenação dos íons de Na+, e cloreto Cl-, é o mesmo: 6 2.4.FÓRMULA MÍNIMA E ELETRÔNICA Como todo composto iônico é formado por um número indeterminado e muito grande de cátions e ânions, define-se para esses compostos uma fórmula mínima (ou íon-fórmula), escrita do seguinte modo: 9 O símbolo do cátion sempre é escrito antes do símbolo do ânion. 9 A fórmula mínima deve mostrar a menor proporção em números inteiros, de cátions e ânions, de modo que a carga total dos cátions seja neutralizada pela carga total dos ânions (toda substância é eletricamente neutra). 9 Como a substância possui carga elétrica total igual a zero, as cargas elétricas individuais de cada íon não aparecem escritas na fórmula mínima. 9 O número de cátions e de ânions da fórmula é chamado de índice e deve vir escrito à direita e abaixo
do símbolo. O índice 1 não precisa ser escrito. Esquematicamente:
Assim, as notações NaCI e MgF2, que estão no item 2.2, representam, respectivamente, as substâncias cloreto de sódio e fluoreto de magnésio, são chamadas fórmulas mínimas e indicam a menor proporção entre os íons constituintes do cristal iônico. No cristal de cloreto de sódio, a proporção é 1:1, e no de fluoreto de magnésio, como vimos, 1 : 2.
Existe ainda uma outra maneira de representar a fórmula de uma substância iônica. Trata-se da fórmula eletrônica, também chamada de fórmula de Lewis, por ter sido proposta por esse cientista. Na fórmula de Lewis representam-se os elétrons de valência dos íons que formam o composto. No caso do cloreto de sódio, teremos:
2.5. HIDROGÊNIO E A LIGAÇÃO IÔNICA O hidrogênio, 1H, possui alta eletronegatividade em relação aos metais e estabelece ligações com esses elementos. A configuração eletrônica no estado fundamental, 1H: lsl, mostra que o átomo de hidrogênio. precisa ganhar 1 elétron para completar seu único nível de energia. Recebendo 1 elétron, o hidrogênio transforma-se no ânion hidreto, H-. Como os metais possuem tendência a doar elétrons para adquirir estabilidade, formarão compostos iônicos com o hidrogênio.
Exemplo: formação do hidreto de alumínio 9 9
1s2/ 2s2 2p6/ 3s2 3pl (forma cátion3+) 1 11H: 1s . (forma ânion ) 13Al
Fórmula mínima: Al H3 2.6. ÍONS DOS ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO Os átomos dos elementos de transição formam íons com diferentes cargas, como apresentado na tabela abaixo:
*OBS: As e Sb são elementos representativos que também podem formar íons com carga diferentes. 2.7. PROPRIEDADES As principais propriedades dos compostos iônicos são: 9 Fase de agregação Em geral são sólidos a temperatura e pressão ambiente (25ºC e 1 atm) 9 Pontos de fusão e ebulição Em geral são muitos elevados 9 Solubilidade São solúveis em solventes que também apresentam polaridade de cargas como a água. 9 Condutividade elétrica Conduzem corrente elétrica na fase líquida ou em solução aquosa, quando os íons estão livres ( cátions e ânions separados). Na fase sólida não conduzem corrente porque os íons estão firmemente ligados uns aos outros. 9 Dureza Em geral os compostos iônicos apresentam dureza elevada 9 Tenacidade Os compostos iônicos possuem baixa tenacidade. São quebradiços e desestruturam-se facilmente ao sofrerem choque mecânico.