{"id":31402,"date":"2016-05-19T18:06:40","date_gmt":"2016-05-19T18:06:40","guid":{"rendered":"http:\/\/cms.portalsaofrancisco.com.br\/?p=31402"},"modified":"2021-03-08T10:15:01","modified_gmt":"2021-03-08T12:15:01","slug":"ligacao-quimica","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/lab.fabricadelandings.com.br\/portalsaofrancisconovo\/ciencias-da-natureza\/quimica\/ligacao-quimica","title":{"rendered":"Liga\u00e7\u00e3o Qu\u00edmica"},"content":{"rendered":"

Liga\u00e7\u00e3o qu\u00edmica – O que \u00e9<\/strong><\/p>\n

A\u00a0liga\u00e7\u00e3o qu\u00edmica<\/strong>\u00a0acontece quando dois ou mais \u00e1tomos se unem para formar uma mol\u00e9cula. \u00c9 um princ\u00edpio geral da ci\u00eancia que todos os sistemas tentar\u00e3o atingir seu n\u00edvel de energia mais baixo, e a liga\u00e7\u00e3o qu\u00edmica s\u00f3 ocorrer\u00e1 quando uma mol\u00e9cula pode se formar com menos energia do que seus \u00e1tomos n\u00e3o combinados.<\/p>\n

Os tr\u00eas principais tipos de liga\u00e7\u00e3o s\u00e3o:<\/strong>\u00a0i\u00f4nica, covalente e met\u00e1lica.<\/p>\n

Todos eles envolvem el\u00e9trons que se movem entre os \u00e1tomos de v\u00e1rias maneiras. Outro tipo, muito mais fraco, \u00e9 a liga\u00e7\u00e3o de hidrog\u00eanio.<\/p>\n

Estrutura at\u00f4mica<\/strong><\/p>\n

Os \u00e1tomos consistem em um n\u00facleo contendo pr\u00f3tons carregados positivamente, que \u00e9 cercado por um n\u00famero igual de el\u00e9trons carregados negativamente. Normalmente, portanto, eles s\u00e3o eletricamente neutros. Um \u00e1tomo pode, entretanto, perder ou ganhar um ou mais el\u00e9trons, dando a ele uma carga positiva ou negativa. Quando algu\u00e9m tem uma carga el\u00e9trica, \u00e9 chamado de \u00edon.<\/p>\n

\"\"\u00cdons s\u00e3o \u00e1tomos com cargas el\u00e9tricas negativas ou positivas<\/strong><\/p>\n

S\u00e3o os el\u00e9trons que est\u00e3o envolvidos nas liga\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas. Essas part\u00edculas s\u00e3o organizadas em conchas que podem ser consideradas como existindo a dist\u00e2ncias crescentes do n\u00facleo. Geralmente, quanto mais longe do n\u00facleo est\u00e3o as cascas, mais energia elas t\u00eam. Existe um limite para o n\u00famero de el\u00e9trons que podem ocupar uma camada. Por exemplo, o primeiro shell, mais interno, tem um limite de dois e o pr\u00f3ximo shell um limite de oito.<\/p>\n

Na maioria dos casos, s\u00e3o apenas os el\u00e9trons da camada mais externa que participam da liga\u00e7\u00e3o. Esses s\u00e3o freq\u00fcentemente chamados de el\u00e9trons de val\u00eancia. Como regra geral, os \u00e1tomos tendem a se combinar uns com os outros de forma que todos eles alcancem camadas externas completas, j\u00e1 que essas configura\u00e7\u00f5es geralmente t\u00eam menos energia.<\/p>\n

Um grupo de elementos conhecidos como gases nobres – h\u00e9lio, n\u00e9on, arg\u00f4nio, cript\u00f4nio, xen\u00f4nio e rad\u00f4nio – j\u00e1 possuem camadas externas completas e, por isso, normalmente n\u00e3o formam liga\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas.<\/p>\n

Outros elementos geralmente tentar\u00e3o alcan\u00e7ar uma estrutura de g\u00e1s nobre dando, aceitando ou compartilhando el\u00e9trons com outros \u00e1tomos.<\/p>\n

As liga\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas s\u00e3o \u00e0s vezes representadas por algo chamado estrutura de Lewis, em homenagem ao qu\u00edmico americano Gilbert N. Lewis. Em uma estrutura de Lewis, os el\u00e9trons de val\u00eancia s\u00e3o representados por pontos fora dos s\u00edmbolos qu\u00edmicos dos elementos em uma mol\u00e9cula. Eles mostram claramente onde os el\u00e9trons se moveram de um \u00e1tomo para outro e onde s\u00e3o compartilhados entre os \u00e1tomos.<\/p>\n

Liga\u00e7\u00e3o i\u00f4nica<\/strong><\/p>\n

Esse tipo de liga\u00e7\u00e3o qu\u00edmica ocorre entre metais, que facilmente liberam el\u00e9trons, e n\u00e3o metais, que desejam aceit\u00e1-los. O metal fornece os el\u00e9trons em sua camada mais externa incompleta para o n\u00e3o-metal, deixando essa camada vazia para que a camada inteira abaixo se torne sua nova camada mais externa. O n\u00e3o-metal aceita el\u00e9trons para preencher sua camada mais externa incompleta. Desta forma, ambos os \u00e1tomos alcan\u00e7aram camadas externas completas. Isso deixa o metal com uma carga positiva e o n\u00e3o-metal com uma carga negativa, ent\u00e3o eles s\u00e3o \u00edons positivos e negativos que se atraem.<\/p>\n

Um exemplo simples \u00e9 o fluoreto de s\u00f3dio. O s\u00f3dio tem tr\u00eas camadas, com um el\u00e9tron de val\u00eancia na parte externa. O fl\u00faor tem duas camadas, com sete el\u00e9trons nas mais externas. O s\u00f3dio d\u00e1 seu \u00fanico el\u00e9tron de val\u00eancia ao \u00e1tomo de fl\u00faor, de forma que o s\u00f3dio agora tem duas camadas completas e uma carga positiva, enquanto o fl\u00faor tem duas camadas completas e uma carga negativa. A mol\u00e9cula resultante – fluoreto de s\u00f3dio – apresenta dois \u00e1tomos com camadas externas completas unidas por atra\u00e7\u00e3o el\u00e9trica.<\/p>\n

Liga\u00e7\u00e3o covalente<\/strong><\/p>\n

Os \u00e1tomos de n\u00e3o metais combinam-se uns com os outros compartilhando el\u00e9trons de tal forma que reduzem seu n\u00edvel geral de energia. Isso geralmente significa que, quando combinados, todos eles t\u00eam camadas externas completas. Para dar um exemplo simples, o hidrog\u00eanio tem apenas um el\u00e9tron, em sua primeira – e \u00fanica – camada, o que o deixa a menos que uma camada completa. Dois \u00e1tomos de hidrog\u00eanio podem compartilhar seus el\u00e9trons para formar uma mol\u00e9cula na qual ambos t\u00eam uma camada externa completa.<\/p>\n

Freq\u00fcentemente, \u00e9 poss\u00edvel prever como os \u00e1tomos se combinar\u00e3o a partir do n\u00famero de el\u00e9trons que possuem. Por exemplo, o carbono tem seis, o que significa que ele tem uma primeira camada completa de dois e uma camada externa de quatro, ficando com quatro a menos de uma camada externa completa. O oxig\u00eanio tem oito e, portanto, seis em sua camada externa – dois a menos de uma camada completa. Um \u00e1tomo de carbono pode se combinar com dois \u00e1tomos de oxig\u00eanio para formar di\u00f3xido de carbono, no qual o carbono compartilha seus quatro el\u00e9trons, dois com cada \u00e1tomo de oxig\u00eanio, e os \u00e1tomos de oxig\u00eanio, por sua vez, compartilham dois de seus el\u00e9trons com o \u00e1tomo de carbono. Dessa forma, todos os tr\u00eas \u00e1tomos t\u00eam camadas externas completas contendo oito el\u00e9trons.<\/p>\n

Liga\u00e7\u00e3o Met\u00e1lica<\/strong><\/p>\n

Em um peda\u00e7o de metal, os el\u00e9trons de val\u00eancia s\u00e3o mais ou menos livres para se mover, em vez de pertencerem a \u00e1tomos individuais. O metal, portanto, consiste em \u00edons carregados positivamente cercados por el\u00e9trons carregados negativamente e m\u00f3veis. Os \u00edons podem ser movidos com relativa facilidade, mas s\u00e3o dif\u00edceis de separar devido \u00e0 atra\u00e7\u00e3o pelos el\u00e9trons.<\/p>\n

Isso explica por que os metais s\u00e3o geralmente f\u00e1ceis de dobrar, mas dif\u00edceis de quebrar. A mobilidade dos el\u00e9trons tamb\u00e9m explica por que os metais s\u00e3o bons condutores de eletricidade.<\/p>\n

Liga\u00e7\u00e3o de hidrog\u00eanio<\/strong><\/p>\n

Ao contr\u00e1rio dos exemplos acima, a liga\u00e7\u00e3o de hidrog\u00eanio envolve a liga\u00e7\u00e3o entre as mol\u00e9culas, em vez de dentro dela. Quando o hidrog\u00eanio se combina com um elemento que atrai fortemente os el\u00e9trons – como o fl\u00faor ou o oxig\u00eanio – os el\u00e9trons s\u00e3o puxados para longe do hidrog\u00eanio. Isso resulta em uma mol\u00e9cula com uma carga geral positiva de um lado e uma carga negativa do outro. Em um l\u00edquido, os lados positivo e negativo se atraem, formando liga\u00e7\u00f5es entre as mol\u00e9culas.<\/p>\n

Embora essas liga\u00e7\u00f5es sejam muito mais fracas do que liga\u00e7\u00f5es i\u00f4nicas, covalentes ou met\u00e1licas, elas s\u00e3o muito importantes. A liga\u00e7\u00e3o do hidrog\u00eanio ocorre na \u00e1gua, um composto que cont\u00e9m dois \u00e1tomos de hidrog\u00eanio e um de oxig\u00eanio. Isso significa que \u00e9 necess\u00e1ria mais energia para converter \u00e1gua l\u00edquida em g\u00e1s do que seria o caso. Sem liga\u00e7\u00f5es de hidrog\u00eanio, a \u00e1gua teria um ponto de ebuli\u00e7\u00e3o muito mais baixo e n\u00e3o poderia existir como um l\u00edquido na Terra.<\/p>\n

Liga\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas – Tipo<\/strong><\/p>\n

Liga\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas<\/strong>\u00a0s\u00e3o \u00e1tomos mantidos juntos dentro de mol\u00e9culas ou cristais. Eles se formam como resultado de \u00e1tomos compartilhando el\u00e9trons.<\/p>\n

Eles tamb\u00e9m se formam a partir da transfer\u00eancia completa de el\u00e9trons. Os tr\u00eas tipos principais de liga\u00e7\u00f5es s\u00e3o i\u00f4nica, covalente e covalente polar.<\/p>\n

As liga\u00e7\u00f5es de hidrog\u00eanio s\u00e3o freq\u00fcentemente inclu\u00eddas tamb\u00e9m sob o t\u00edtulo de liga\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas.<\/p>\n

As liga\u00e7\u00f5es i\u00f4nicas s\u00e3o liga\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas desenvolvidas a partir de rea\u00e7\u00f5es de elementos de baixa eletronegatividade com aqueles de alta eletronegatividade. Nesses casos, ocorre uma transfer\u00eancia completa de el\u00e9trons. Um exemplo de liga\u00e7\u00e3o i\u00f4nica \u00e9 o sal de mesa comum, conhecido cientificamente como cloreto de s\u00f3dio. Ao formar essa liga\u00e7\u00e3o qu\u00edmica, o s\u00f3dio transfere seu el\u00e9tron da camada externa para o cloro. O s\u00f3dio tem apenas um el\u00e9tron da camada externa e o cloro requer apenas um para sua camada.<\/p>\n

As liga\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas covalentes s\u00e3o um pouco diferentes e geralmente se formam entre \u00e1tomos que n\u00e3o possuem camadas externas completamente preenchidas. Em liga\u00e7\u00f5es covalentes, os el\u00e9trons s\u00e3o compartilhados totalmente. Essas liga\u00e7\u00f5es s\u00e3o formadas entre \u00e1tomos que s\u00e3o semelhantes em eletronegatividade. A maioria dos compostos org\u00e2nicos cont\u00e9m liga\u00e7\u00f5es covalentes.<\/p>\n

As liga\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas covalentes polares est\u00e3o um pouco entre as liga\u00e7\u00f5es i\u00f4nicas e covalentes; os \u00e1tomos nessas liga\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas compartilham el\u00e9trons. No entanto, os \u00e1tomos concentram-se na maior parte do tempo em um \u00e1tomo espec\u00edfico, em vez de em outros no mesmo composto. Este tipo de liga\u00e7\u00e3o qu\u00edmica se forma quando os \u00e1tomos s\u00e3o muito diferentes em eletronegatividade. A \u00e1gua \u00e9 um exemplo de uma liga\u00e7\u00e3o covalente polar; o oxig\u00eanio supera o hidrog\u00eanio em termos de eletronegatividade. Assim, os el\u00e9trons na \u00e1gua passam mais tempo em torno do oxig\u00eanio do que do hidrog\u00eanio.<\/p>\n

\"\"\u00c1gua \u00e9 um exemplo de liga\u00e7\u00e3o covalente polar<\/strong><\/p>\n

Na \u00e1gua, a extremidade do oxig\u00eanio da mol\u00e9cula de \u00e1gua apresenta uma carga negativa, enquanto a extremidade do hidrog\u00eanio tem uma carga positiva.<\/p>\n

Essa carga oposta resulta em uma poderosa atra\u00e7\u00e3o eletrost\u00e1tica que \u00e9 considerada uma liga\u00e7\u00e3o de hidrog\u00eanio. Este tipo de liga\u00e7\u00e3o qu\u00edmica tem um papel importante na determina\u00e7\u00e3o das caracter\u00edsticas cr\u00edticas da \u00e1gua, vitais para os seres vivos. No entanto, as liga\u00e7\u00f5es de hidrog\u00eanio n\u00e3o se limitam apenas \u00e0 \u00e1gua. Eles tamb\u00e9m podem ocorrer dentro de outras mol\u00e9culas.<\/p>\n

Liga\u00e7\u00e3o qu\u00edmica – Atra\u00e7\u00e3o<\/strong><\/p>\n

A\u00a0liga\u00e7\u00e3o qu\u00edmica<\/strong>\u00a0\u00e9 qualquer for\u00e7a de atra\u00e7\u00e3o que cont\u00e9m dois \u00e1tomos ou \u00edons juntos.<\/p>\n

Na maioria dos casos, que a for\u00e7a de atra\u00e7\u00e3o \u00e9 entre um ou mais negativamente carregadas electr\u00f5es realizada por um dos \u00e1tomos e do n\u00facleo de carga positiva do \u00e1tomo de segundo.<\/p>\n

Liga\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas<\/strong>\u00a0variam muito na sua for\u00e7a, variando de relativamente fortes liga\u00e7\u00f5es covalentes (no qual os el\u00e9trons s\u00e3o compartilhados entre os \u00e1tomos) para liga\u00e7\u00f5es de hidrog\u00eanio muito fracos.<\/p>\n

O termo\u00a0liga\u00e7\u00e3o qu\u00edmica<\/strong>\u00a0tamb\u00e9m se refere ao simbolismo usado para representar a for\u00e7a de atra\u00e7\u00e3o entre dois \u00e1tomos ou \u00edons.<\/p>\n

Por exemplo, na f\u00f3rmula qu\u00edmica H-O-H, as linhas tracejadas curtos s\u00e3o conhecidos como liga\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas.<\/p>\n

Liga\u00e7\u00e3o Qu\u00edmica \u2013 Compostos Qu\u00edmicos<\/strong><\/p>\n

Os compostos qu\u00edmicos s\u00e3o formados pela jun\u00e7\u00e3o de dois ou mais \u00e1tomos.<\/p>\n

Um composto est\u00e1vel ocorre quando a energia total da combina\u00e7\u00e3o tem uma energia mais baixa do que os \u00e1tomos separados. O estado ligado implica uma for\u00e7a atrativa l\u00edquido entre os \u00e1tomos \u2026 uma liga\u00e7\u00e3o qu\u00edmica.<\/p>\n

Os dois tipos extremos de liga\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas s\u00e3o:<\/strong><\/p>\n

Liga\u00e7\u00e3o covalente:<\/strong>\u00a0liga\u00e7\u00e3o em que um ou mais pares de electr\u00f5es s\u00e3o partilhados por dois \u00e1tomos.
\nLiga\u00e7\u00e3o i\u00f4nica:\u00a0<\/strong>liga\u00e7\u00e3o em que um ou mais electr\u00f5es de um \u00e1tomo s\u00e3o removidos e ligado a um outro \u00e1tomo, resultando em i\u00f5es positivos e negativos que atraem uns aos outros.<\/p><\/blockquote>\n

Liga\u00e7\u00e3o Qu\u00edmica \u2013 Teoria<\/strong><\/p>\n

A\u00a0liga\u00e7\u00e3o qu\u00edmica<\/strong>\u00a0acontece quando um conjunto de for\u00e7as consegue que dois \u00e1tomos fiquem unidos.<\/p>\n

Para que uma liga\u00e7\u00e3o se estabele\u00e7a \u00e9 necess\u00e1rios que o conjuntos das for\u00e7as atrativas, entre electr\u00f5es e n\u00facleos, sejam mais fortes que as for\u00e7as repulsivas n\u00facleo-n\u00facleo e electr\u00e3o-electr\u00e3o.<\/p>\n

Fonte:<\/strong>\u00a0br.geocities.com\/dicasdequimica.vilabol.uol.com.br\/sphweb.bumc.bu.edu\/www.wisegeek.org\/www.bbc.co.uk\/www.cs.mcgill.ca<\/p>\n","protected":false},"excerpt":{"rendered":"

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