Ligação química Na natureza, raramente ocorrem átomos isolados  instáveis. Os átomos se unem para adquirir maior estabilidade, formando 11 Na 17 Cl ouredes.

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1 Ligação química Na natureza, raramente ocorrem átomos isolados  instáveis. Os átomos se unem para adquirir maior estabilidade, formando 11 Na 17 Cl ouredes iônicas. Interações entre eletrosferasligações químicas  moléculas

2 Regra do octeto De acordo com Lewis, quando os átomos se unem para formar uma molécula mais estável, procuram adquirir, no nível mais externo, a configuração eletrônica de um gás raro: Este grupo de oito elétrons no último nível foi chamado por Lewis de octeto. Exceção: 2 He  K (2) Ainda segundo Lewis, em toda ligação química os átomos procuram obter o octeto no nível de valência para adquirir estabilidade.

3 Exceções à regra do octeto Os átomos com poucos elétrons, como o átomo de hidrogênio e o de lítio, ficam estáveis com a configuração eletrônica do 2 He. Portanto, nesses casos, forma-se o dueto, com dois elétrons preenchendo o nível K. 3 Li 0  K (2), L(1) 3 Li +  K (2) – 1 elétron

4 Ligação eletrovalente ou iônica A união eletrovalente, iônica ou heteropolar origina-se da atração eletrostática entre íons com cargas de sinais opostos, isto é, entre átomos ou grupos de átomos que adquiriram cargas positivas ou negativas. 11 Na 0  K (2), L(8), M(1) 17 Cl 0  K (2), L(8), M(7) 11 Na +  K (2), L(8) 17 Cl –  K (2), L(8), M(8) atração A ligação iônica se caracteriza pela transferência de elétrons entre átomos que precisam atingir o octeto no nível mais externo: um dos átomos ligantes perde elétrons e adquire carga positiva, enquanto o outro recebe elétrons e adquire carga negativa.

5 11 Na Exemplo de ligação eletrovalente: o átomo de sódio se tornará estável, pois será isoeletrônico ao neônio o átomo de cloro se tornará estável, pois será isoeletrônico ao argônio os átomos formaram conjunto eletronicamente estável, mas eletricamente carregado  atração eletrostática  ligação iônica 17 Cl + – cloreto de sódio

6 Pares de elementos que sempre formam ligação iônica Metais alcalinos: possuem um elétron a mais que os gases nobres do mesmo período da Tabela Periódica  para adquirir o octeto, cedem 1 elétron com relativa facilidade, tornando-se um íon positivo (cátion). Halogênios: possuem um elétron a menos que o gás nobre do mesmo período da Tabela Periódica  para adquirir o octeto, capturam facilmente 1 elétron, tornando- se um íon negativo (ânion). metal alcalino + halogênio transferência de elétrons LIGAÇÃO IÔNICA

7 Composto iônico Dizemos que entre o cátion sódio Na + e o ânion cloreto Cl – existe uma ligação iônica, isto é, estabelecida entre íons. Toda substância que apresenta ligação iônica, a rigor, não forma moléculas, e recebe a classificação de composto iônico. O cloreto de sódio (sal de cozinha) é, pois, um composto iônico. No composto iônico, as ligações iônicas se repetem inúmeras vezes, dando origem aos retículos cristalinos (cristais).

8 Outros exemplos de ligação iônica Cloreto de magnésio: composto iônico formado por magnésio e cloro. 12 Mg 0  K (2), L(8), M(2) 12 Mg +2  K (2), L(8) Já sabemos que o cloro ganha estabilidade adquirindo um elétron: Cl 0 + 1 e –  Cl – O número de elétrons perdidos ou ganhos determinará a proporção entre os átomos, ao formarem um composto: haverá necessaria- mente, um balanço de cargas elétricas positivas e negativas. Se um átomo de magnésio perde dois elétrons e um átomo de cloro recebe um elétron, um composto entre magnésio e cloro será: 1 Mg +2 + 2 Cl –  MgCl 2

9 Outros exemplos de ligação iônica A proporção dos átomos de alumínio e flúor será, portanto, de 1:3, isto é, no fluoreto de alumínio, a fórmula será: 1 Al +3 + 3 F –  AlF 3 Fluoreto de alumínio: composto iônico formado por alumínio e flúor. 13 Al 0  K (2), L(8), M(3) 13 Al +3  K (2), L(8) 9 F 0  K (2), L(7) 9 F –  K (2), L(8) Um átomo de flúor só necessita receber um elétron para adquirir o octeto. Por sua vez, um átomo de alumínio tem três elétrons disponíveis no último nível.

10 Bibliografia consultada AICHINGER, E. C. & MANGE, G. C. Química Básica 1. São Paulo: EPU, 1980. FELTRE, R. & YOSHINAGA, S. Química Geral – Volume 2. São Paulo: Moderna, 1974. MAHAN, B. Química – Um Curso Universitário. São Paulo: Edgard Blücher, 1972.