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CAPÍTULO 6 LIGAÇÕES QUÍMICAS

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Academic year: 2021

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CAPÍTULO 6 – LIGAÇÕES QUÍMICAS

 O QUE VOCÊ JÁ SABE?

Antes de estudar as ligações químicas, compreender como os átomos interagem para que as reações químicas ocorram, reflita sobre as seguintes questões:

• Como os átomos se unem? O que mantém a estabilidade da união entre eles?

• Que diferença há entre os constituintes de materiais condutores de eletricidade e os não condutores? Que partículas dos átomos poderiam favorecer a condutividade elétrica dos materiais?

• Em que estado de agregação as partículas se movimentam com mais facilidade?

• O que você entende por molécula?

Porque os átomos se combinam?

A combinação de átomos de cerca de 90 elementos químicos permite formar milhares de substâncias, como os 4000 mil minerais conhecidos presentes no solo.

Diversos modelos têm sido desenvolvidos para esclarecer tais questões. A compreensão desses modelos é fundamental para que possamos entender como os constituintes das substâncias interagem e assim prever o comportamento químico de substâncias e materiais. Por exemplo, é com base nesse estudo que os químicos podem prever a ação de substâncias na nutrição dos vegetais e no combate a pragas. Estudaremos, neste capítulo, as interações entre os átomos na constituição das substâncias e como representamos essas interações.

Uma das primeiras tentativas de explicar como os átomos se unem para formar as substâncias foi apresentada por Torbern Olof Bergman (1735-1784), cientista suíço, e Marcelin Berthellot (1825-1907), químico francês. Eles

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gravitacionais, ou seja, com a atração provocada pelas massas dos átomos. Por essa lógica, os átomos maiores exerceriam maior atração do que os menores, efetuando ligações mais estáveis.

No entanto, não é isso que acontece na prática. É o que se pode constatar comparando-se, por exemplo, dois tipos de óxidos (substâncias formadas pela ligação com átomos de oxigênio): o óxido de hidrogênio, substância que costumamos chamar água (H2O), e o óxido de mercúrio (HgO). A massa dos átomos de mercúrio é aproximadamente 200 vezes maior que a dos átomos de hidrogênio. Mas é ligando-se ao hidrogênio que os átomos de oxigênio formam uma substância mais estável.

Diversos outros modelos se desenvolveram. Alguns foram rapidamente abandonados. Outros, apesar de imperfeitos, ainda hoje são úteis para explicar alguns processos químicos básicos.

O movimento ordenado de elétrons que se deslocam por um fio é denominado corrente elétrica. Esse movimento faz funcionar vários equipamentos e provoca, em certos materiais, aquecimento ou emissão de luz. No experimento, constatamos que alguns materiais têm a propriedade de conduzir corrente elétrica e outros não. A água contém diversas substâncias dissolvidas que a tornam condutora de eletricidade.

Analisando os resultados, podemos classificar os materiais investigados em três grupos:

Grupo X: materiais sólidos que não conduzem eletricidade, mas o fazem quando dissolvidos em água.

Grupo Y: materiais que não conduzem eletricidade nem quando dissolvidos em água.

Grupo Z: materiais sólidos que conduzem eletricidade.

Os materiais do grupo X são denominados eletrólitos. Eletrólitos são substâncias que, quando dissolvidas em água, tornam a solução condutora de eletricidade.

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Íons e a condução de eletricidade

Como explicar o comportamento dos sólidos que só conduzem eletricidade quando dissolvidos em água?

Hoje sabemos que os íons são átomos ou grupo de átomos que ganharam ou perderam elétrons, ficando eletricamente carregados, e que se unindo formam substâncias iônicas, como as do grupo X.

Cátions são íons carregados positivamente. Ânions são íons carregados negativamente.

Todas as substâncias iônicas são formadas por cátions e ânions. E o total de cargas positivas (cátions) é igual ao de negativas (ânions). Logo, as substâncias são eletricamente neutras.

Mas existe ainda uma questão a esclarecer: porque as substâncias iônicas não conduzem eletricidade no estado sólido, mas o fazem quando dissolvidas em água?

As forças eletrostáticas (de atração e repulsão) existentes nas substâncias iônicas fazem com que os íons sejam arranjados de forma organizada: ao redor dos cátions estão ânions e ao redor dos ânions estão cátions. Essa organização é denominada rede cristalina ou retículo cristalino.

Para que ocorra condução de eletricidade é necessário que haja movimento de elétrons. Quando uma substância iônica é adicionada à água, os íons são envolvidos pelas moléculas de água, num processo chamado de hidratação, que diminui a atração entre as cargas. Assim, cátions e ânions separam-se uns dos outros, podendo movimentar-se livremente na solução iônica formada. É o movimento dos íons que permite a condução de corrente elétrica na solução. No processo de hidratação ocorre uma separação dos íons que permite a condução de corrente elétrica na solução. No processo de hidratação ocorre uma separação dos íons, ou seja, há uma dissociação iônica. A condução de eletricidade pode ocorrer também quando da fusão das substâncias iônicas. No estado líquido, os íons movimentam-se livremente,

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conduzindo corrente elétrica. Veja o exemplo no NaCl no estado sólido (à esquerda) e em solução aquosa (à direita):

Fonte: Química cidadã – volume 1

Note que diferentemente da solução aquosa e dos líquidos, os sólidos iônicos não apresentam mobilidade uma vez que os cátions e ânions estão fortemente atraídos. Por isso, os sólidos não conduzem eletricidade.

Formação de íons

Como se formam os íons? Existem diversos modelos para explicar a formação dessas espécies. Usando, mais uma vez, o cloreto de sódio como parâmetro, vamos estudar um dos modelos mais simples. Lembre-se, primeiro, de que as substâncias, com exceção dos gases nobres, não são formadas por átomos isolados, mas sim por conjuntos de átomos ligados entre si. Quando dois átomos se aproximam, ocorrem processo de atração e de repulsão:

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Fonte: Química cidadã – volume 1

As forças de atração e repulsão eletrostáticas dependem do tamanho e das cargas dos átomos. O resultado do somatório dessas forças produz diferentes efeitos. Em alguns casos, predominam as forças de repulsão e os átomos tendem a se afastar. Em outros, prevalecem as forças de atração e os átomos tendem a formar ligações químicas.

De acordo com o modelo atômico de Bohr, os elétrons dos átomos ocupam diferentes níveis energéticos. Veja, a seguir, como é a distribuição de elétrons nos átomos do cloro e do sódio.

Fonte: Química cidadã – volume 1

Note que o átomo de sódio (à esquerda) transfere um elétron de sua última camada eletrônica para o átomo de cloro, formando os íons Na+ e Cl- direita).

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Com a aproximação dos átomos, o elétron do último nível do sódio é atraído mais fortemente pelo núcleo do átomo de cloro, que tem maior tendência em atrair os elétrons (eletronegatividade), do que por seu próprio núcleo. Como consequência, esse elétron é transferido do átomo de sódio para o de cloro. Nesse processo, o átomo de sódio fica com um elétron a menos e o átomo de cloro fica com um elétron a mais – estão, portanto, formados os íons.

Com a formação dos íons passa a existir atração eletrostática entre essas espécies químicas: íons positivos (cátions) atraem íons negativos (ânions). Essa interação entre cátions e ânions é denominada ligação iônica.

Contudo, as forças de atração e repulsão das partículas atômicas não explicam todos os tipos de ligação química. Existem outros modelos de explicação, como a regra do octeto.

Os gases nobres e a regra do octeto

Gases nobres: modelo de estabilidade

A busca pela estabilidade é constante. No universo físico, ela é alcançada pelo equilíbrio de forças, na busca de um estado de menor energia. Todas as substâncias químicas são formadas por átomos de elementos químicos. Os cientistas observaram que a imensa maioria das substâncias conhecidas é formada por átomos combinados, unidos. Às vezes são átomos de um único elemento, às vezes de dois ou mais elementos.

Dos milhões de substâncias conhecidas, sabe-se de apenas seis nas quais existem átomos não unidos a outros átomos, conhecidos como gases nobres.

Até hoje não foi descoberta sequer uma substância natural na qual átomos de gases nobres estejam combinados entre si ou com átomos de outros elementos.

Apenas os gases nobres (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), nas condições ambientes, apresentam átomos estáveis isolados, isto é, não unidos a outros átomos.

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A partir desses estudos, formulou-se a base para a teoria eletrônica das ligações, segundo a qual os átomos dos elementos químicos estabelecem ligações químicas para adquirir configurações eletrônicas semelhantes às dos átomos dos gases nobres mais próximos a eles, na tabela periódica, e que são encontrados na natureza isolados, sem se combinar com outros átomos. Isso significa que os átomos, ao estabelecer ligações químicas, ficam com oito elétrons na última camada eletrônica, como acontece com os gases nobres, com exceção do hélio.

A regra do octeto e a tabela periódica

Para entender como funcionam as ligações entre os átomos, é importante analisar a eletrosfera dos gases nobres (tabela 2).

Tabela 2 – Distribuição eletrônica dos gases nobres

Fonte: Química - volume único

Lembre-se da configuração eletrônica apresentada no conteúdo referente a Tabela Periódica.

William Kossel e Gilbert Newton Lewis propuseram, independentemente, no ano de 1916, uma regra para interpretar a ligação entre os átomos, que ficou conhecida como regra do octeto de elétrons (ou, simplesmente, regra do octeto):

Um átomo estará estável quando sua última camada possuir 8 elétrons (ou 2, caso se trate da camada K). Os átomos não estáveis unem-se uns aos outros a fim de adquirir essa configuração de estabilidade.

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Fonte: Química - volume único

Ligação iônica

Vimos que ligação iônica apresenta a tendência dos elementos a perder ou a receber elétrons (relembrando as propriedades periódicas).

À medida que percorremos um período da tabela periódica, da esquerda para a direita, aumenta a atração exercida pelo núcleo sobre os elétrons da camada de valência.

Os químicos perceberam que:

Os átomos dos elementos dos grupos 1, 2 e 13 apresentam uma tendência acentuada a perder os elétrons da camada de valência.

Sem os elétrons de valência, a última camada eletrônica passa a ser a anterior, que satisfaz a regra do octeto. Assim, por exemplo, átomos de Na, sob determinadas condições, podem perder o elétron de valência, átomos de Mg podem perder os dois elétrons de valência e átomos de A, podem perder os três. Os químicos também verificaram que:

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Os átomos dos elementos dos grupos 15, 16 e 17 apresentam, de modo geral, tendência a receber elétrons para ficar com oito elétrons na última camada.

Assim, átomos de F e de Cl, sob determinadas condições, podem receber um elétron, átomos de O e S podem receber dois e átomos de N e P podem receber três. Veja a seguir o exemplo mais representativo de uma ligação iônica, o sal de cozinha – cloreto de sódio – formado por sódio (Na) e cloro (Cl).

O átomo de sódio (Na) não é estável pela Teoria do Octeto, pois apresenta um elétron na camada de valência. Sua estabilidade eletrônica será atingida pela perda de um elétron, originando o íon Na+. Observe:

Fonte: Química – volume único

O átomo de cloro (Cl) não é estável pela Teoria do Octeto, pois apresenta sete elétrons na camada de valência. Sua estabilidade eletrônica será atingida pelo ganho de um elétron, originando o íon Cl–. Observe:

Fonte: Química – volume único

Usando as representações de Lewis, temos:

Fonte: Química – volume único

Após a formação dos íons (Na+ e Cl) eletronicamente estáveis, ocorre uma interação eletrostática (cargas com sinal contrário se atraem):

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Fonte: Química – volume único

Outro jeito de representar:

Fonte: Química – volume único

Determinação das fórmulas dos compostos iônicos

A fórmula correta de um composto iônico é aquela que mostra a mínima proporção entre os átomos que se ligam, de modo que se forme um sistema eletricamente neutro. Para que isso ocorra, é necessário que o número de elétrons cedidos pelos átomos de um elemento seja igual ao número de elétrons recebidos pelos átomos do outro elemento.

Há uma maneira prática, portanto rápida, de determinar a quantidade necessária de cada íon para escrever a fórmula iônica correta:

Exemplo:

Fonte: Química – volume único

Sabemos que as diferenças nas propriedades das substâncias estão relacionadas com as características dos seus agregados atômicos. Portanto, pela análise do comportamento das duas substâncias em relação à condução de corrente elétrica, podemos determinar as diferenças fundamentais entre os

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agregados atômicos que constituem o cloreto de sódio e o açúcar, por exemplo. Mas primeiro, é importante lembrar que:

 Toda matéria é formada por cargas positivas e negativas.

 Corrente elétrica é o movimento ordenado de partículas eletricamente carregadas.

 No estado sólido, as partículas que formam as substâncias estão próximas e fortemente atraídas umas pelas outras, o que impede seu movimento.

 No estado líquido, por causa da agitação térmica das partículas, as forças de atração entre elas são parcialmente vencidas, a distância média entre as partículas aumenta e elas tornam-se suficientemente livres para se movimentar.

Essas informações indicam que as substâncias conduzem corrente elétrica desde que suas partículas apresentem simultaneamente duas características: carga livre e mobilidade.

Em relação ao açúcar, podemos imaginar que, no estado sólido, ele não conduz eletricidade porque seus agregados atômicos não apresentam mobilidade, independentemente de avaliarmos a outra característica. Mas, como no estado líquido também não há condução de eletricidade, embora os agregados atômicos apresentem mobilidade, devemos admitir que esses agregados são eletricamente neutros.

O cloreto de sódio não conduz corrente elétrica no estado sólido, mas no estado líquido sim. Esse comportamento sugere que ele seja constituído por partículas eletricamente carregadas. Quando ocorre a fusão, as partículas carregadas se afastam umas das outras, adquirem mobilidade e passam a conduzir eletricidade.

Essas explicações são confirmadas pelo comportamento apresentado pelas soluções aquosas de cloreto de sódio e de açúcar em relação à condução de corrente elétrica. Sabemos que, ao dissolver em água uma substância, suas partículas são rodeadas por moléculas de água, desprendendo-se do cristal e ganhando mobilidade por toda a solução.

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suas partículas são eletricamente neutras, enquanto as que constituem o cloreto de sódio são eletricamente carregadas, pois a solução conduz corrente elétrica. Veja a imagem abaixo.

Fonte: Química no cotidiano- volume 1

A explicação para este fato está no tipo de ligação química de cada substância.

Moléculas e íons

Substâncias como o açúcar (exemplo da solução de água e açúcar), são formadas por elementos não-metálicos, são substâncias moleculares, ou seja, constituídas por moléculas, em geral pequenas e eletricamente neutras.

Substâncias como o cloreto de sódio (exemplo da solução de água e cloreto de sódio), formadas por metais e não-metais, são substâncias iônicas, ou seja, constituída por íons – partículas eletricamente carregadas que se agrupam de maneira regular formando estruturas chamadas cristais iônicos.

Os íons positivos e negativos encontram-se alternados no cristal, íons positivos rodeados por negativos e vice-versa, pois íons de mesma carga se repelem.

A força elétrica que mantém os átomos unidos em uma molécula é chamada ligação covalente, e a que mantém os íons unidos, ligação iônica.

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Ligação covalente

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.

Ligação covalente é a ligação em que o par de elétrons compartilhado é formado pelos elétrons dos dois átomos que estão ligados. É possível formar até três ligações entre dois átomos.

A relação entre a posição na tabela e o número de ligações é indicada da seguinte forma:

Fonte: Química – volume único

Considerando a regra do octeto, podemos afirmar que, para completar a última camada, ao realizar(em) ligações covalentes:

• os halogênios, como flúor e cloro, devem compartilhar um elétron;

• os calcogênios, como oxigênio e enxofre, devem compartilhar dois elétrons;

• os elementos da família do nitrogênio, como nitrogênio e fósforo, devem compartilhar três elétrons;

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• o carbono deve compartilhar quatro elétrons; • o hidrogênio deve compartilhar um elétron.

Três maneiras distintas de representar uma molécula são a fórmula molecular, a fórmula eletrônica (ou fórmula de lewis) e a fórmula estrutural, na qual cada par de elétrons compartilhado é representado por meio de um tracinho.

Fonte: Química no Cotidiano – volume 1

Muitos materiais modernos e resistentes são constituídos por substâncias em que há ligação covalente. É o caso dos poliésteres e das poliamidas, materiais que podem ser empregados na confecção de barracas (A), parapentes (B) e asas delta (C).

Fonte: Química no Cotidiano – volume 1

Ligação metálica

Os cientistas descobriram que a corrente elétrica que passa através de um metal (como os fios de cobre do circuito abaixo) consiste num movimento ordenado de elétrons (que possuem cargas elétricas negativas). A passagem

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de corrente elétrica pelo filamento da lâmpada faz com que esse filamento se aqueça e, consequentemente, emita luz.

Fonte: Química no Cotidiano – volume 1

Uma vez que os metais são bons condutores de corrente elétrica, é de esperar que eles possuam em sua estrutura elétrons livres para se movimentarem.

Assim como a presença dos elétrons entre dois átomos os mantém unidos numa ligação covalente, é a presença do mar de elétrons que mantém os átomos metálicos unidos, em um tipo de ligação química denominada ligação metálica.

Contudo, num pedaço de metal, os átomos não se encontram com o octeto completo. A regra do octeto não é satisfatória para explicar a ligação metálica.

Ligas metálicas são misturas sólidas de dois ou mais elementos, sendo que a totalidade (ou pelo menos a maior parte) dos átomos presentes é de elementos metálicos.

O ouro 18 quilates é uma liga de ouro e cobre (e, eventualmente, prata), o bronze é uma liga de cobre e estanho, o latão é uma liga de cobre e zinco e o aço é uma liga de ferro com pequena quantidade de carbono. Veja os exemplos abaixo:

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Fonte: Química no Cotidiano – volume 1

Propriedades das substâncias metálicas

•Brilho característico. Se polidos, os metais refletem muito bem a luz. Essa propriedade é fácil de ver, por exemplo, em bandejas e espelhos de prata. •Alta condutividade térmica e elétrica. São propriedades que se devem aos elétrons livres. Seu movimento ordenado constitui a corrente elétrica e sua agitação permite a rápida propagação do calor através dos metais.

•Altos pontos de fusão e de ebulição. Em geral, são características dos metais (embora haja exceções, como mercúrio, PF = -39 °C; gálio, PF = 30 °C; e potássio, PF = 63 °C). Devido a essa propriedade e também à boa condutividade térmica, alguns metais são usados em panelas e em radiadores de automóveis.

•Maleabilidade. Metais são muito maleáveis, ou seja, fáceis de transformar em lâminas. O metal mais maleável é o ouro, que permite obter as lâminas mais finas (com espessuras da ordem de até 0,00001 cm!).

• Ductibilidade. Metais também são muito dúcteis, isto é, fáceis de transformar em fios. O ouro é também o mais dúctil dos metais, permitindo que se obtenham fios finíssimos (1 g fornece 2.000 m de fio!).

• Resistência à tração. O ferro, sob a forma de aço, é um exemplo de metal que apresenta grande resistência à tração. Isso significa que, quando se tenta esticar um cabo ou uma barra de ferro, eles suportam uma força muito grande, e só arrebentam se a força ultrapassar determinado valor. Essa propriedade

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permite sua utilização em cabos de elevadores e em construção civil, na mistura com o concreto, formando o chamado concreto armado.

A Tabela 1 apresenta algumas propriedades de substâncias iônicas, moleculares e metálicas

Tabela 1 – Propriedades de algumas substâncias químicas

Fonte: Química no cotidiano- volume 1

Em resumo:

A união entre os átomos é denominada ligação química interatômica. Ela pode ser de três tipos: iônica, covalente e metálica.

• iônicas, os átomos se unem por ligação iônica;

• moleculares, os átomos se unem por ligação covalente; • metálicas, os átomos se unem por ligação metálica.

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Fonte: Química - volume único

Substâncias iônicas — substâncias que conduzem a corrente elétrica no estado líquido, mas não no sólido. Inclui cloreto de lítio, brometo de potássio, cloreto de cálcio, cloreto de sódio, óxido de alumínio e óxido de magnésio.

Substâncias moleculares — substâncias que não conduzem corrente elétrica no estado sólido nem no líquido; também se destacam por apresentar pontos de fusão significativamente mais baixos que as substâncias dos outros dois grupos.

Inclui etanol, cloro, água, naftaleno, iodo, glicose.

Substâncias metálicas — substâncias que conduzem corrente elétrica tanto no estado sólido quanto no líquido; quanto aos pontos de fusão, essas substâncias são razoavelmente comparáveis às do primeiro grupo. Inclui alumínio, prata, ouro, cobre, ferro e platina.

Em foco...

Hidrogênio não é metal!

O hidrogênio apresenta apenas 1 elétron. Para ficar com eletrosfera de gás nobre (igual à do hélio, que possui 2 elétrons), ele precisa receber 1 elétron. Assim, em ligação iônica, o hidrogênio apresenta carga negativa.

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Apesar de estar localizado no grupo 1 da tabela periódica, o hidrogênio assemelha-se muito mais aos halogênios, pois apresenta tendência a, como eles, receber elétrons. O hidrogênio não é um metal alcalino. O íon H- é chamado de íon hidreto.

Fonte: Química no cotidiano – volume 1

Dieta com baixo teor de sódio

Os médicos costumam prescrever às pessoas hipertensas (que têm pressão alta) uma dieta com baixo teor de sódio. Isso não significa que as pessoas devam diminuir o consumo de sódio metálico (Na). Na verdade, ninguém consome sódio metálico. O sódio é um metal muito reativo que, em contato com a água, libera grande quantidade de energia.

Na verdade, a recomendação médica refere-se aos íons sódio (Na+) que são ingeridos quando consumimos o sal de cozinha (Na+Cl). Apesar de o átomo (Na) e o íon (Na+) possuírem nomes e símbolos semelhantes, eles apresentam comportamento químico muito diferente.

Exemplo semelhante ocorre quando os médicos prescrevem ferro às pessoas anêmicas. Isso não quer dizer que elas devam “comer pregos de ferro” ou outro objeto feito de ferro. O que os médicos recomendam é a ingestão de íons ferro II (Fe2+), encontrados, por exemplo, em sais de ferro II (Fe2+SO4 2-).

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Fonte: Química – volume único

Comparando as substâncias iônicas, moleculares e metálicas

Visão geral a respeito das ligações químicas: iônicas, moleculares e metálicas dispostas na Tabela 2.

Tabela 2 – Principais propriedades das substâncias estudadas

Fonte: Química no cotidiano – volume 1

 O QUE VOCÊ APRENDEU?

• Átomos de diferentes elementos químicos se combinam para formar milhares de substâncias diferentes.

• De acordo com a regra do octeto, átomos dos elementos químicos estabelecem ligações químicas adquirindo configurações eletrônicas semelhantes a dos gases nobres, formando substâncias mais estáveis. • Combinações entre átomos de metais e de não metais produzem

substâncias iônicas: íons positivos e negativos unidos por forças eletrostáticas e organizados em cristais nos quais cátions são rodeados por ânions e vice-versa.

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• Átomos de elementos não metálicos, grupos 14 a 17, se unem compartilhando pares de elétrons e formando octetos nas ligações covalentes.

• A ligação metálica é caracterizada pelo grupamento de átomos envolvido por uma “nuvem de elétrons”. O arranjo cristalino desses átomos é denominado de retículo cristalino metálico. Nessa estrutura, os elétrons podem mover-se livremente por toda a rede cristalina.

Referências Bibliográficas:

NÓBREGA, Olívio Salgado; SILVA, Eduardo Roberto; SILVA, Ruth Hashimoto. Química - Volume único. Ed. Ética, São Paulo, 2007.

PERUZZO, Francisco Miragaia; CANTO, Eduardo Leite. Química na abordagem do cotidiano. Ed. Moderna, v.1, São Paulo, 2010.

SANTOS, Wildson; MOL, Gerson. Química Cidadã. Ed. Nova Geração, v.1, São Paulo, 2010.

USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química – Volume único. Ed. Saraiva, São Paulo, 2013.

Referências

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