resumo 1 modelos atômicos - Webgiz

Agronomia
Química Geral e Inorgânica
RESUMO 1
MODELOS ATÔMICOS
A constituição da matéria é motivo de muita curiosidade entre os povos antigos.
Filósofos buscam há tempos a constituição dos materiais. Resultado dessa curiosidade
implicou na descoberta do fogo, o que o permitiu cozinhar os alimentos, e
consequentemente implicou em grande desenvolvimento para a sociedade. A partir
dessa descoberta pôde-se verificar, ainda, que o minério de cobre (conhecido na época
com pedras azuis), quando submetido ao aquecimento, produzia cobre metálico, ou
aquecido na presença de estanho, formava o bronze.
A passagem do homem pelas “idades” da pedra, do bronze e do ferro, foi, portanto, de
muito aprendizado para o homem, conseguindo produzir materiais que lhe fosse útil.
Por volta de 400 a.C., surgiram os primeiros conceitos teóricos da Química.
Os filósofos gregos Demócrito e Leucipo afirmavam que a matéria não era contínua, e
sim constituída por minúsculas partículas indivisíveis, às quais deram o nome de
átomos. Platão e Aristóteles, filósofos muito influentes na época, recusaram tal
proposta e defendiam a ideia de matéria contínua.
Esse conceito de Aristóteles permaneceu até a Renascença, quando por volta de 1650
d.C. o conceito de átomo foi novamente proposto por Pierre Cassendi, filósofo francês.
O conceito de "Teoria atômica" veio a surgir após a primeira ideia científica de átomo,
proposta por John Dalton após observações experimentais sobre gases e reações
químicas.
Os modelos atômicos são, portanto, teorias fundamentadas na experimentação. Tratamse, portanto, de explicações para mostrar o porquê de um determinado fenômeno.
Diversos cientistas desenvolveram suas teorias até que se chegou ao modelo atual.
Modelo Atômico de Dalton
John Dalton, em 1803, propôs uma teoria que explicava as leis da conservação de massa
e da composição definida, é a chamada Teoria Atômica de Dalton. Essa teoria foi
baseada em diversos experimentos e apontou as seguintes conclusões:
1. Toda matéria é formada de partículas fundamentais, os átomos.
2. Os átomos não podem ser criados e nem destruídos, eles são permanentes e
indivisíveis.
3. Um composto químico é formado pela combinação de átomos de dois ou mais
elementos
em
uma
razão
fixa.
4. Os átomos de um mesmo elemento são idênticos em todos os aspectos, já os átomos
de diferentes elementos possuem propriedades diferentes. Os átomos caracterizam os
elementos.
5. Quando os átomos se combinam para formar um composto, quando se separam ou
quando acontece um rearranjo são indícios de uma transformação química.
Resumindo: Dalton acreditava que o átomo era uma esfera maciça, homogênea,
indestrutível,
indivisível
e
de
carga
elétrica
neutra.
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Química Geral e Inorgânica
Se fizermos uma comparação, os átomos seriam semelhantes a bolinhas de gude:
maciças
e
esféricas.
Muitas dessas teorias são aceitas até hoje, mas algumas já são ultrapassadas, vejamos
porque:
- Os elementos químicos são formados por pequenas partículas denominadas átomos Válido
até
hoje.
- Os átomos são partículas maciças e indivisíveis - Incorreto, pois o átomo é
descontínuo
e
divisível.
- Os átomos de um mesmo elemento têm massas iguais e os átomos de elementos
diferentes têm massas diferentes - Incorreto, devido à existência de isótopos, todos os
átomos
de
um
elemento
não
têm
a
mesma
massa.
- Os átomos dos elementos permanecem inalterados nas reações químicas - Válido até
hoje. Inclusive essa definição explica bem porque a massa é conservada nas reações
químicas.
- Os compostos são formados pela ligação dos átomos dos elementos em proporções
fixas - Correto. Essa é a Lei da composição definida, ela explica porque cada composto
é caracterizado por proporções fixas. Cada átomo de um dado elemento presente em um
composto tem a mesma massa, sendo assim, a composição deve ser sempre a mesma.
Modelo Atômico de Thomson
Pesquisando sobre raios catódicos e baseando-se em alguns experimentos, J.J.
Thomson propôs um novo modelo atômico. Thomson demonstrou que esses raios
podiam ser interpretados como sendo um feixe de partículas carregadas de energia
elétrica negativa. A essas partículas denominou-se elétrons. Por meio de campos
magnético e elétrico pôde-se determinar a relação carga/massa do elétron.
Consequentemente, concluiu-se que os elétrons (raios catódicos) deveriam ser
constituintes de todo tipo de matéria pois observou que a relação carga/massa do
elétron era a mesma para qualquer gás empregado. O gás era usado no interior de tubos
de vidro rarefeitos denominadas Ampola de Crookes, nos quais se realizavam
descargas elétricas sob diferentes campos elétricos e magnéticos.
Esse foi o primeiro modelo a divisibilidade do átomo, ficando o modelo conhecido
como “pudim de passas". Segundo Thomson, o átomo seria um aglomerado composto
de uma parte de partículas positivas pesadas (prótons) e de partículas negativas
(elétrons), mais leves.
Em 1898, o físico inglês Joseph John Thomson, realizou experimentos científicos com
descargas elétricas de gases e com a radioatividade, e sugeriu um modelo atômico.
Segundo ele, como a tendência da matéria é ficar neutra, o número de cargas positivas
teria
que
ser
igual
ao
número
de
cargas
negativas.
As experiências realizadas no século XIX, juntamente com o átomo de Thomson,
possibilitaram
a
descoberta
do
próton
e
do
elétron.
O modelo atômico de Thomson consiste em uma esfera carregada positivamente e que
elétrons
de
carga
negativa
ficam
incrustados
nessa.
Esse modelo foi apelidado de pudim de ameixas. Mais tarde, com novos
experimentos, Thomson postulou que os elétrons estavam situados em anéis e esses se
movimentam em órbitas ao redor da esfera positiva.
Modelo Atômico de Rutherford
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Já no século V a.C.; os filósofos gregos Demócrito e Leucipo acreditavam que a matéria
era constituída de pequenas partículas indivisíveis, os átomos. Em 1808 Dalton, em sua
teoria atômica, retomou essa idéia, sugerindo que o átomo era indivisível, maciço, e
teriam formas esféricas.
A partir do século passado, vários cientistas realizaram diversos experimentos que
demonstraram que o átomo é por partículas ainda menores, subatômicas.
Para verificar se os átomos eram maciços, Rutherford bombardeou uma finíssima
lamina de ouro (de aproximadamente 0,0001cm) com pequenas partículas de
carga positivas, denominada partículas alfa, emitidas por um material radioativo.
As observações feitas durante o experimento levaram Rutherford a tirar uma serie de
conclusões.
Observações
Conclusões
Grande parte das partículas alfa Boa parte do átomo é vazio. No espaço
atravessa a lâmina sem desviar vazio (eletrosfera) provavelmente estão
o curso.
localizados os elétrons.
Poucas partículas alfa (1 em Deve existir no átomo uma pequena região
20000) não atravessam a lâmina onde esta concentrada sua massa (o
e voltavam.
núcleo).
Algumas partículas alfa sofriam O núcleo do átomo deve ser positivo, o que
desvios de trajetória ao atravessar provoca uma repulsão nas partículas alfa
a lâmina.
(positivas).
A comparação do número de partículas alfa que atravessavam a lâmina com o número
de partículas alfa que voltavam levou Rutherford a concluir que o raio do átomo é 10
mil vezes maior que o raio do núcleo. A partir dessas conclusões, Rutherford propôs um
novo modelo atômico, semelhante ao sistema solar.
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Modelo Atômico Clássico
As partículas presentes no núcleo, chamadas prótons, apresentam carga positiva. A
partícula conhecida como nêutron foi isolada em 1932 por Chadwick, embora sua
existência já fosse prevista por Rutherford.
Dessa forma, o modelo atômico clássico constitui-se de um núcleo, no qual se
encontram os prótons e nêutrons, e de uma eletrosfera, na qual estão os elétrons
girando ao redor do núcleo em órbitas.
Considerando-se a massa do próton como padrão, observou-se que sua massa era
aproximadamente igual à massa do nêutron e 1836 vezes maior que o elétron. Logo:
A essas três partículas básicas, prótons, nêutrons e elétrons, é comum denominar
partículas
elementares
ou
fundamentais.
Algumas características físicas das partículas atômicas fundamentais:
Modelo Atômico Rutherford-Bohr
O modelo proposto por Rutherford foi aperfeiçoado por Bohr. Baseando-se nos estudos
feitos em relação aoespectro do átomo de hidrogênio e na teoria proposta por Planck
em 1900 (Teoria Quântica), segundo a qual a energia não é emitida em forma contínua,
mas em ”pacotes”, denominados quanta de energia. Foram propostos os seguintes
postulados:
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1. Na eletrosfera, os elétrons descrevem sempre órbitas circulares ao redor do núcleo,
chamadas de camadas ou níveis de energia.
2. Cada camada ocupada por um elétron possui um valor determinado de energia
(estado estacionário).
3. Os elétrons só podem ocupar os níveis que tenham uma determinada quantidade de
energia, não sendo possível ocupar estados intermediários.
4. Ao saltar de um nível para outro mais externo, os elétrons absorvem uma quantidade
definida de energia (quantum de energia).
5. Ao retornar ao nível mais interno, o elétron emite um quantum de energia (igual ao
absorvido em intensidade), na forma de luz de cor definida ou outra radiação
eletromagnética (fóton).
6. Cada órbita é denominada de estado estacionário e pode ser designada por letras K,
L, M, N, O, P, Q. As camadas podem apresentar:
K = 2 elétrons
L = 8 elétrons
M = 18 elétrons
N = 32 elétrons
O = 32 elétrons
P = 18 elétrons
Q = 2 elétrons
7. Cada nível de energia é caracterizado por um número quântico (n), que pode assumir
valores inteiros: 1, 2, 3, etc.
Modelo Atômico de Rutherford-Bohr
Niels Bohr propôs seu modelo atômico inicialmente para o átomo de hidrogênio e, por
esse trabalho, recebeu o Prêmio Nobel em 1922
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O cientista dinamarquês especializado em Física, Niels Bohr, realizou algumas
observações referentes ao estudo da luz e, baseado em suas conclusões, ele pôde
aprimorar o modelo atômico de Rutherford.
O modelo atômico de Rutherford-Bohr ficou assim conhecido porque Bohr manteve
as principais características do modelo de Rutherford, porém acrescentou mais
informações sobre os elétrons que ficavam ao redor do núcleo.
Segundo Bohr, os elétrons só podem permanecer emdeterminadas órbitas que possuem
estados de energia fixos, constantes; pois os elétrons recebem e emitem o que Max
Planck chamou de quanta, ou seja, pacotes discretos de energia.
Isso significa que cada órbita do átomo contém uma determinada quantidade de energia,
e só o elétron que possui aquela energia é que pode permanecer ali. Quanto mais
próximo do núcleo, menor será essa energia.
O estado de menor energia em que um elétron se encontra é denominado estado
fundamental. Esse elétron só poderá passar para um estado de maior energia, ou seja,
para uma órbita mais externa ao núcleo, se ele receber a quantidade necessária de
energia. Se isso ocorrer, ele estará no seu estado excitado, que é muito mais instável.
Quando esse elétron retorna ao estado de energia mais estável, que é o fundamental, ele
emite certa quantidade de energia radiante, que pode ser vista na forma de luz.
Essas órbitas permitidas para os elétrons foram denominadas órbitas, níveis ou
camadas energéticas ou eletrônicas. E foram definidas como sendo no máximo sete,
que podem também ser representadas, respectivamente, do mais interno para o mais
externo, pelas letras: K, L, M, N, O, P e Q.
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Cada elemento apresenta diferentes valores de energia para as suas camadas, é por isso
que cada elemento possui um espectro diferente e uma cor diferente na liberação da
radiação eletromagnética em forma de luz visível.
MODELO ATUAL
A teoria de Bohr explicava muito bem o que ocorria com o átomo de hidrogênio, mas
apresentou-se inadequada para esclarecer os espectros atômicos de outros átomos com
dois ou mais elétrons.
Até 1900 tinha-se a idéia de que a luz possuía caráter de onda. A partir dos trabalhos
realizados por Planck e Einstein, este último propôs que a luz seria formada por
partículas-onda, ou seja, segundo a mecânica quântica, as ondas eletromagnéticas
podem mostrar algumas das propriedades características de partículas e vice-versa. A
natureza dualística onda-partícula passou a ser aceita universalmente.
Em 1924, Louis de Broglie sugeriu que os elétrons, até então considerados partículas
típicas, possuiriam propriedades semelhantes às ondas.
A todo elétron em movimento está associada uma onda característica (Princípio
da Dualidade)
Ora, se um elétron se comporta como onda, como é possível especificar a posição de
uma onda em um dado instante? Podemos determinar seu comprimento de onda, sua
energia, e mesmo a sua amplitude, porém não há possibilidade de dizer exatamente
onde está o elétron.
Além disso, considerando-se o elétron uma partícula, esta é tão pequena que, se
tentássemos determinar sua posição e velocidade num determinado instante, os
próprios instrumentos de medição iriam alterar essas determinações. Assim,
Heisenberg enunciou o chamado Princípio da Incerteza:
Não é possível determinar a velocidade e a posição de um elétron,
simultaneamente, num mesmo instante.
Em 1926, Erwin Schrödinger, devido à impossibilidade de calcular a posição exata de
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um elétron na eletrosfera, desenvolveu uma equação de ondas (equação muito
complexa, envolvendo cálculo avançado, e não tentaremos desenvolvê-la aqui), que
permitia determinar a probabilidade de encontrarmos o elétron numa dada região do
espaço.
Assim, temos que a região do espaço onde é máxima a probabilidade de encontrarmos
o elétron é chamada deorbital.
1. Números Quânticos
Schrödinger propôs que cada elétron em um átomo tem um conjunto de quatro
números quânticos que determinam sua energia e o formato da sua nuvem eletrônica,
dos quais discutiremos dois:
A. Número Quântico Principal (n)
O número quântico principal está associado à energia de um elétron e indica em qual
nível de energia está o elétron. Quando n aumenta, a energia do elétron aumenta e, na
média, ele se afasta do núcleo. O número quântico principal (n) assume valores
inteiros, começando por 1.
B. Número Quântico Secundário ( )
Cada nível energético é constituído de um ou mais subníveis, os quais são
representados pelo número quântico secundário, que está associado ao formato geral da
nuvem eletrônica.
Como os números quânticos n e estão relacionados, os valores do número quântico
serão números inteiros começando por 0 (zero) e indo até um máximo de (n – 1).
Para os átomos conhecidos, teremos:
O número máximo de elétrons em cada subnível é:
C. Número Quântico magnético (m)
Identifica o orbital em que o elétron se encontra, uma vez que cada subnível é
composto por vários orbitais (apenas o subnível s possui apenas 1 orbital).
Seus valores variam de – a + , inclusive zero. Veja:
Subsível s: 0
Subsível p: -1 0 1
Subsível d: -2 -1 0 1 2
Subsível f: -3 -2 -1 0 1 2
D. Nùmero Quântico spin (s)
Indica a orientação do elétron ao redor do seu próprio eixo. Como existem apenas dois
sentidos possíveis, este número quântico assume apenas os valores -1/2 e +1/2,
indicando a probabilidade do 50% do elétron estar girando em um sentido ou no outro.
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PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS
ELEMENTOS
A Tabela Periódica pode ser usada para relacionar as propriedades de seus elementos
com suas estruturas atômicas.
Os elementos se organizam de acordo com suas propriedades periódicas: à medida que
o número atômico aumenta, os elementos assumem valores crescentes ou decrescentes
em cada período. As principais propriedades periódicas são: Raio atômico, Energia de
Ionização, Afinidade eletrônica e Eletronegatividade. São aquelas cujos valores
numéricos crescem ou decrescem em função do número atômico crescente.
Vejamos as principais propriedades periódicas:
Raio atômico – O raio de um átomo é uma propriedade difícil de ser determinada, pois a
eletrosfera de um átomo não tem fronteira definida.
O raio atômico de um elemento depende de dois fatores:
a) Número de níveis eletrônicos (camadas): numa família, quanto maior o número
atômico, maior é o raio atômico.
b) Carga nuclear (número atômico): num período, quanto maior o número atômico,
menor é o raio atômico.
I ônico – Para íons isoeletrônicos (iguais números de elétrons), o de menor número
atômico será o maior, pois apresenta menor atração entre o núcleo e os elétrons.
2
1
1
2+
8O - > 9F - > 11Na + > 12Mg
Potencial de ionização – É a energia necessária para remover um elétron de um átomo
isolado no estado gasoso. À medida que aumenta o tamanho do átomo, aumenta a
facilidade para a remoção de um elétron de valência. Portanto, quanto maior o tamanho
do
átomo,
menor
o
potencial
de
ionização.
Li(g)
Li+(g) + 1e1.ºPI = 124kcal/mol
Li+(g) Li++(g) + 1e
2.ºPI = 1744kcal/mol
Li++(g) Li+++(g) + 1e3.ºPI = 2823kcal/mol
1.º PI < 2.º PI < 3.º PI <…
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Eletronegatividade – É a propriedade pela qual o átomo apresenta maior tendência a
ganhar elétrons. Esta propriedade depende de dois fatores: número de elétrons na última
camada
e
tamanho
do
átomo.
O cientista Linus Pauling propôs uma escala de valores para a eletronegatividade:
Eletropositividade – É a propriedade pela qual o átomo apresenta maior tendência a
perder elétrons. Evidentemente, esta propriedade é o inverso da eletronegatividade.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
É impossível se pensar em átomos como os constituintes básicos da matéria sem se
pensar em ligações químicas. Afinal, como podemos explicar que porções tão limitadas
de matéria, quanto os átomos, possam formar os corpos com que nos deparamos no
mundo macroscópico do dia-a-dia. Também é impossível se falar em ligações químicas
sem falarmos em elétrons. Afinal, se átomos vão se unir uns aos outros para originar
corpos maiores, nada mais sensato do que pensar que estes átomos entrarão em contato
entre si. Quando dois átomos entram em contato, o fazem a través das fronteiras das
suas eletrosferas, ou seja, de suas últimas camadas. Isso faz pensar que a última
camada de um átomo é a que determina as condições de formação das ligações
químicas.
Em 1868, Kekulé e Couper, propuseram a utilização do termo valência para explicar o
poder de combinação de um átomo com outros. A valência de um dado elemento é que
determina as fórmulas possíveis ou não de compostos formados por ele.
A primeira situação seria entender por que dois ou mais átomos se ligam, formando uma
substância simples ou composta. Como, na natureza, os únicos átomos que podem ser
encontrados no estado isolado (moléculas monoatômicas) são os gases nobres, logo se
pensou que os demais átomos se ligariam entre si tentando alcançar a configuração
eletrônica dogás nobre mais próximo deles na tabela periódica. Todos os gases nobres,
com exceção do He, possuem 8 elétrons.
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Esta maneira de pensar a ligação entre os átomos passou a ser conhecida por Teoria do
octeto, e foi proposta por Kossel e Lewis no início do século XX. Baseado nessa idéia,
a valência de um átomo passou a ser vista como a quantidade de elétrons que um átomo
deveria receber, perder ou compartilhar para tornar sua última camada (camada de
valência) igual a do gás nobre de número atômico mais próximo.
As ligações químicas podem ser classificadas em três categorias:
- Iônica
- Covalente normal e dativa
- Metálica
Ligação Iônica
Como o próprio nome já diz, a ligação iônica ocorre com a formação de íons. A atração
entre os átomos que formam o composto é de origem eletrostática. Sempre um dos
átomos perde elétrons, enquanto o outro recebe. O átomo mais eletronegativo arranca os
elétrons do de menor eletronegatividade. Ocorre entre metais e não metais e entre
metais e hidrogênio.
átomo com facilidade para liberar os elétrons da última camada: metal
átomo com facilidade de adicionar elétrons à sua última camada: não metal
A ligação iônica ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio. Num
composto iônico, a quantidade de cargas negativas e positivas é igual.
A ligação entre o sódio (11Na) e o cloro (17Cl) é um exemplo característico de ligação
iônica. Observe a distribuição dos elétrons em camadas para os dois elementos:
Na 2 - 8 - 1
Cl 2 - 8 - 7
Para o cloro interessa adicionar um elétron à sua última camada, completando a
quantidade de oito elétrons nela. Ao sódio interessa perder o elétron de sua camada M,
assim a anterior passará a ser a última, já possuindo a quantidade necessária de elétrons.
Na representação da ligação, utilizamos somente os elétrons da última camada de cada
átomo. A seta indica quem cede e quem recebe o elétron. Cada elétron cedido deve ser
simbolizado por uma seta. Esta representação é conhecida por fórmula eletrônica ou de
Lewis.
O sódio possuía inicialmente 11 prótons e 11 elétrons. Após a ligação, a quantidade de
prótons não se altera e a de elétrons passa a ser 10. O cloro que inicialmente possuía 17
prótons e 17 elétrons, tem sua quantidade de elétrons aumentada de uma unidade após a
ligação. Com isso o sódio se torna um íon de carga 1+ e o cloro 1-. A força que mantém
os dois átomos unidos é de atração elétrica, ou seja, uma ligação muito forte. Como
foram utilizados um átomo de cada tipo, a fórmula do composto será NaCl.
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http://cost.georgiasouthern.edu/chemistry/general/molecule/polar.htm
De maneira análoga podemos observar a ligação entre o flúor (9F) e o alumínio (13Al).
O alumínio perde os três elétrons de sua última camada, pois a penúltima já possui os
oito elétrons necessários. Como o átomo de flúor possui 7 elétrons em sua última
camada, precisa de apenas mais um elétron. São necessários três átomos de flúor para
acomodar os três elétrons cedidos pelo alumínio.
De maneira análoga ao exemplo anterior, ocorre a formação de íons positivo e negativo
devido a quebra do equilíbrio entre as quantidades de prótons e elétrons nos átomos. O
alumínio passa a ser um íon de carga 3+ e o fluor 1-. A fórmula do composto será AlF3.
Ligação covalente simples
É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam adicionar elétrons em
suas últimas camadas. Somente o compartilhamento é que pode assegurar que que
estes átomos atinjam a quantidade de elétrons necessária em suas últimas camadas.
Cada um dos átomos envolvidos entra com um elétron para a formação de um par
compartilhado, que a partir da formação passará a pertencer a ambos os átomos.
Ocorre entre não metais e não metais, não metais e hidrogênio e entre hidrogênio e
hidrogênio.
O hidrogênio possui somente uma camada contendo um único elétron, compartilhando
1 elétron, atinge a quantidade necessária para a camada K, que é de dois elétrons. Os
elétrons compartilhados passam a ser contados para as eletrosferas dos dois átomos
participantes da ligação.
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Na molécula de nitrogênio ocorrem três ligações covalentes entre os dois átomos.
7N 2 - 5
Estas três ligações garantem que os dois átomos de nitrogênio atinjam a quantidade de
oito elétrons nas suas últimas camadas. A ligação covalente entre dois átomos iguais é
dita apolar, pois nela os elétrons são compartilhados de maneira igual, nenhum dos
átomos tem mais força que o outro para atrair o elétron para si.
http://cost.georgiasouthern.edu/chemistry/general/molecule/polar.htm
A molécula de CO2 é formada por dois átomos de oxigênio e um de carbono unidos
através de ligações covalentes.
6C 2 - 4
8O 2 - 6
O átomo de carbono compartilha 4 elétrons e cada átomo de carbono 2, garantindo
assim que ambos atinjam os oito elétrons nas últimas camadas.
Como a ligação é entre átomos diferentes e com diferentes eletronegatividades, a
ligação é dita polar pois o átomo de oxigênio atrai para si mais fortemente os elétrons
compartilhados.
http://cost.georgiasouthern.edu/chemistry/general/molecule/polar.htm
Além da fórmula eletrônica, os compostos covalentes podem ser representados pela
fórmula estrutural, onde cada par compartilhado é representado por um traço. Ex.: H H, O = C = O.
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Uma ligação covalente unindo dois átomos é dita simples. O conjunto de duas ligações
unindo dois átomos é dito dupla ligação. O conjunto de rês ligações unindo dois átomos
é dito tripla ligação.
Ligação covalente dativa ou coordenada
A existência de algumas moléculas não pode ser explicada simplesmente através da
ligação covalente simples. Para estes casos foi formulada a teoria da ligação covalente
coordenada. Neste tipo de ligação, um dos átomos que já estiver com última camada
completa entra com os dois elétrons do par compartilhado. Este par de elétrons
apresenta as mesmas características do da ligação covalente simples, a única diferença é
a origem dos elétrons, que é somente um dos átomos participantes da ligação. Os
elétrons do par passam a pertencer a ambos os átomos participantes. A ligação covalente
coordenada é representada por uma seta que se origina no átomo doador e termina no
átomo receptor.
Dadas as distribuições eletrônicas em camadas para os átomos de 16S e 8O.
S 2-8-6
O 2-6
Compartilhando dois elétrons através de ligações covalentes simples, ambos os átomos
atingem os oito elétrons na última camada.
No entanto, esta molécula ainda pode incorporar ainda um ou dois átomos de oxigênio.
Tal fato só pode ser explicado se o enxofre utilizar um ou dois pares de elétrons não
envolvidos em ligações para formar um ou dois pares dativos com o oxigênio.
Outra molécula que não pode ser explicada somente com a ligação covalente simples é a
de CO2. O interessante desta molécula é que a ligação covalente dativa ocorre do átomo
mais eletronegativo (O) para o menos eletronegativo (C).
Ligação metálica
É o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de metais. Os átomos dos elementos
metálicos apresentam forte tendência a doarem seus elétrons de última camada. Quando
muitos destes átomos estão juntos num cristal metálico, estes perdem seus elétrons da
última camada. Forma-se então uma rede ordenada de íons positivos mergulhada num
mar de elétrons em movimento aleatório. Se aplicarmos um campo elétrico a um metal,
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orientamos o movimento dos elétrons numa direção preferencial, ou seja, geramos
uma corrente elétrica.
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