Quando dois átomos iguais se unem a possibilidade de ser iônica ou molecular essa ligação

Quando dois átomos iguais se unem a possibilidade de ser iônica ou molecular essa ligação

estão muito afastados praticamente não exercem influência um sobre o outro. Pode-se considerar que não se unem, se repelem. Figura 1. Esquema de dois átomos se aproximando. Entretanto , à medida que se aproximam, começam a manifestar-se interações elétricas: o núcleo do átomo I passa a atrair a eletrosfera do átomo II, o mesmo ocorrendo entre o núcleo II e a eletrosfera I. Surgem também repulsões entre as duas eletrosferas e os dois núcleos, que podem ser esquematiza- das na figura 2. 78 Figura 2. Esquema das forças de atração e repulsão entre dois átomos Se as forças de atração entre os átomos forem mais intensas do que as de repulsão, os átomos se manterão unidos formando uma nova entidade: a molécula. Neste caso, diz-se que ocorreu uma ligação química entre eles. Figura 3. Ligação entre átomos formando moléculas. Quando dois átomos que formam a molécula são iguais, a atração núcleo I- eletrosfera II ”tem a mesma intensidade da atração núcleo II -eletrosfera I E como se as duas eletrosfera formassem uma nuvem eletrônica igualmente atraída pelos dois núcleos. Quando os dois átomos são diferentes, as interações elétricas não têm a mesma intensidade. Neste caso, é como se as duas eletrosferas formassem uma nuvem assimétricamente distribuída, pouco mais deslocada para um dos átomos. (Figura 4) Figura 4: Esquema de uma ligação iônica. Nos modelos esquematizados nas figuras 3 e 4, diz que ocorreu uma ligação do tipo covalente, ou seja, os átomos compartilham seus elétrons da última camada. Na figura 3 os elétrons foram distribuídos de maneira uniforme, não formando pólos. Ao contrário do esquema representado na figura 4. Portanto, é possível dizer que no primeiro caso a ligação é apolar e no segundo caso polar. Em caso extremo, quando uma atração é bem mais intensa que a outra, chega a haver transferência de elétrons de um átomo para outro. Nesse caso, os átomos perdem a sua neutralidade, isto é, deixam de ser eletricamente neutros. Um deles fica positivamente carregado e o outro fica negativamente carregado. Esse tipo de ligação química entre os átomos é chamada de ligação iônica e pode ser es- quematizada conforme a figura 5. 79 Embora os exemplos dados apresentam moléculas formadas por dois átomos (diatômicos), as mes- mas considerações valem para moléculas formadas por um número maior de átomos (moléculas poliatômicas). Para entender porque há substâncias formadas por íons e substâncias formadas por átomos eletrica- mente neutros, recorre-se ao modelo disponível para os átomos: um núcleo positivamente carregado, envolvido por uma eletrosfera negativamente carregada. Imaginando dois ou mais átomos se aproxi- mando para uma união, até que se concretize, alguma alteração deverá ocorrer em suas eletrosferas, pois são elas a parte externa do átomo. Qualquer alteração que ocorra será no sentido de conferir maior estabilidade à eletrosfera. Ao estudar as substâncias simples, os cientistas descobriram que seis delas são formadas por átomos isolados, isto é, não combinados. São os chamados gases nobres, cujos elementos estão na família 18 da tabela periódica e possuem oito elétrons na última camada, exceto o Hélio, com dois. Todas as de- mais substâncias são formadas por moléculas com dois ou mais átomos iguais ou diferentes, eletrica- mente neutros ou íons. Em síntese, • Os átomos se unem quando as atrações elétricas entre eles predominam sobre as repulsões. • O nome dado à união de átomos é ligação química. Assim, a ligação química é a atração elétrica entre átomos. • Se os gases nobres têm eletrosfera mais estáveis, então os demais átomos, ao se unirem, pro- curam adquirir eletrosferas mais estáveis, se possível iguais às dos gases nobres (teoria do octe- to). Isso ocorre pela transferência de elétrons (ligação iônica) ou compartilhamento de elétrons (ligação covalente). • Qualquer que seja o tipo de ligação química, ela nada mais é do que a atração elétrica entres áto- mos, sejam eles eletricamente neutros ou íons. PARA SABER MAIS: Vídeo Ligação covalente em 3D. Disponível em: <https://www.youtube.com/watch?v=ThoD-SAcz- w8&ab_channel=AuladeQu%C3%ADmicacomProf.AlexDias>. Acesso em: 15 de maio de 2021. Vídeo Ligação Iônica. Disponível em: <https://www.youtube.com/watch?v=dnWxabCAGdo&ab_chan- nel=AuladeQu%C3%ADmicacomProf.AlexDias>. Acesso em: 15 de maio de 2021. ATIVIDADES 1 – Considere as duas situações seguintes, que podem ocorrer quando dois átomos se aproximam: I- As atrações elétricas são mais intensas do que as repulsões. II- As atrações elétricas são menos intensas do que as repulsões. Em qual delas ocorreu uma ligação química?____________________________________________________ 2 – Quando dois átomos iguais se unem, há possibilidade de ser iônica ou molecular essa ligação? Como serão distribuídos os elétrons em torno dos núcleos nesse tipo de ligação? Justifique com desenho. _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ Desenho 80 3 – Observe o modelo de ligação química a seguir. Disponível em: <https://encrypted-tbn0.gstatic.com/ images?q=tbn:ANd9GcT4fJlXI9OTrp5pmIrdPj45UkpLTwFVSXuVjBrjWs5mmMkQBodZea81HiR3ARgzfhdeEKc&usqp=CAU>. Acesso em: 15 de maio de 2021. Assinale a afirmativa incorreta. a) O esquema acima serve para explicar a ocorrência de uma ligação química do tipo covalente. b) O átomo de sódio fica positivamente carregado - cátion: e o de cloro fica negativamente car- regado- ânion. c) A transferência de um elétron da eletrosfera do sódio para a do cloro faz com que os átomos percam a sua neutralidade. d) Após haver a transferência de elétrons, ambos os átomos adquirem configuração semelhante à dos gases nobres. e) Enquanto os átomos dos elementos representados no modelo estiverem afastados pratica- mente um não exerce influência um sobre o outro. 4 - Assinale o elemento químico cujos átomos possuem estabilidade eletrônica. a) Al b) He c) O d) S e) K 81 SEMANA 3 EIXO TEMÁTICO: Materiais. TEMA/TÓPICO: Propriedades dos materiais. HABILIDADE(S): 13.1.4. Reconhecer as espécies químicas (íons) que constituem as substâncias iônicas mais comuns. 13.2.1. Relacionar os constituintes das substâncias iônicas aos elementos e sua posição na Tabela Periódica. 13.2.2. Identificar, a partir de fórmulas, substâncias iônicas. 14.2. Reconhecer os constituintes dos sólidos covalentes e sua representação através de fórmula. 14.2.2 Identificar, a partir de fórmulas, sólidos covalentes. CONTEÚDOS RELACIONADOS: Ligações Químicas: Ligação Iônica; Ligação Covalente. TEMA: Ligações Químicas II LIGAÇÃO IÔNICA Como o próprio nome indica, a ligação iônica ocorre entre íons, positivos (cátions) e negativos (ânions), e é caracterizada pela existência de forças de atração eletrostática entre os íons. O total de cargas po- sitivas (cátions) é igual ao de negativas (ânions). Logo, as substâncias são eletricamente neutras. Átomos de elementos dos grupos 1 e 2, classificados como metais, tendem a perder elétrons, formando cátions. Já os dos grupos 15, 16 e 17, classificados como não metais, tendem a ganhar elétrons, forman- do ânions. Logo as combinações entre átomos de metais e átomos de não metais produzem, em geral, substâncias iônicas. Esquematicamente, a ligação iônica entre os átomos A e B, genéricos, pode ser assim representada: Cargas comumente assumidas por átomos dos elementos representativos. REPRESENTAÇÃO E 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 neces- sário que o número de elétrons cedidos pelos átomos de um elemento seja igual ao número de elétrons recebidos

Quando dois átomos iguais se unem a possibilidade de ser iônica ou molecular essa ligação
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Configuração do íon N He 5 Ne 7 Ar 9 Kr 10 Xe 12 16 Cadernos Temáticos de Química Nova na Escola N° 4 – Maio 2001 A Eq. (7) é também mostrada na Figura 2. Desta forma a energia de rede em função de r é dada pela soma das contribuições devido à atração eletros- tática e à repulsão devido à superpo- sição das distribuições eletrônicas dos dois íons. (9) A Eq. (9), que também é represen- tada na Figura 2, descreve a energia de rede do sólido e explica a sua esta- bilidade. Esta curva mostra que não é possível obter energia menor do que aquela quando a distância de equilíbrio é alcançada. Sendo esta energia, para r = re, a energia de rede, ela pode ser calculada pela fórmula (10) A Eq. (10) descreve a energia de rede de um sólido iônico a partir de um modelo puramente iônico. A Tabela 3 mostra que a Eq. (10) explica cerca de 98% da energia de rede de sistemas considerados iônicos. E os outros 2% que faltam, se deve a que tipo de interação? Na natureza os átomos se unem e, em função da eletronegati- vidade que eles apresentam, podem atrair os elétrons mais ou menos para si. Esta capacidade de atrair mais ou menos para si os elétrons está correla- cionada com o seu potencial de ioniza- ção e com a afinidade eletrônica (Huheey, 1983). De acordo com a definição de Mulliken, a eletronegati- vidade é dada por c = 1/2 (PI + AE). Quando a transferência de elétrons pode ser considerada como uma apro- ximação válida face a diferença de eletronegatividade dos átomos, pode- mos tratar o sistema como sendo uma interação entre íons, ou seja, pura- mente eletrostática. No entanto, há sempre uma interação devida ao fato de que os elétrons sempre têm uma pequena probabilidade de ser encon- trados nas vizinhanças do átomo me- nos eletronegativo; é o que chamamos de covalência (que será tratada na pró- xima seção). Ligação Covalente Foi visto para o caso da ligação iônica que a ligação química pode ser considerada como a interação eletros- tática entre dois íons. No entanto, certa- mente, este não é o caso das moléculas diatômicas como O2, N2, F2 e H2. Neste ca- so, os dois átomos competem igualmen- te pelos elétrons. A química quântica mostra que a distribui- ção da função de on- da destes elétrons implica na probabilidade igual de se encontrar o elétron tanto em um átomo quanto no outro. Deste modo, os elé- trons são compartilhados pelos dois átomos. Mas quantos elétrons serão compartilhados pelos átomos? Obser- vamos que somente os elétrons de va- lência, ou seja, aqueles que estão na última camada e, conseqüentemente, com maior energia, estarão disponíveis para serem transferidos (como numa ligação iônica) ou compartilhados (como na ligação covalente). Dois átomos iguais se unem para compar- tilhar seus elétrons de valência porque a matéria formada apresenta geral- mente maior poten- cial de ionização e menor afinidade ele- trônica, ou seja, tor- na-se mais estável em relação a ten- dência dos elétrons de escaparem do sistema. Em termos da termodinâmica, o potencial de ioniza- ção e a afinidade ele- trônica estão relacio- nados ao potencial químico e à dure- za do sistema (Duarte, 2001). A chamada regra do octeto surge do fato de que quando os átomos doam, recebem ou compartilham elé- trons de tal forma que passam a apre- sentar configuração eletrônica seme- lhante a dos gases nobres, eles tornam-se mais estáveis em relação a tendência dos elétrons de escaparem do sistema, ou seja, o sistema como um todo torna-se mais estável. Como podemos compreender a for- mação de ligação química do ponto de vista da química quântica? Como ficam os orbitais atômicos? Para respon- dermos estas ques- tões, precisamos com- preender que um sis- tema de muitos elé- trons, seja um átomo ou um arranjo deles (moléculas), é sempre descrito a partir da solução da equação de Schrödinger apre- sentada no artigo de introdução ao conceito de modelagem mo- lecular. Esta equação pode ser resol- vida por pelo menos dois métodos bem populares entre os químicos: a TLV (Teoria de Ligação de Valência) ou a TOM (Teoria dos Orbitais Molecu- lares). Todas são evocadas para raciona- lizar a estrutura, reatividade e proprie- dades de sistemas químicos em geral. Os aspectos matemáticos da resolu- ção da equação de Schrödinger estão fora do escopo deste trabalho. Restrin- gir-nos-emos à interpretação das so- luções desta equação e aos aspectos relevantes para a química. Teoria dos orbitais moleculares (TOM) Inicialmente, vamos estudar uma molécula simples: a molécula de H2. Em termos da TOM, resolver a molécu- la de hidrogênio consiste em achar uma função de onda que minimize a energia total do sistema calculado pela equação de Schrödinger (Levine, 1991), E = <Ψ Ψ> (11) onde é um operador matemático (Hamiltoniano do sistema) que inclui a Ligações químicas Tabela 3 Comparação entre a energia de rede calculada pela Eq. (10) e o valor experimental*. Composto iônico Er (kJ/mol) ∆Hrede(298 K)(kJ.mol-1) CaCl2 -2520,0 -2635,0 NaCl -764,6 -787,0 CsF -730,0 -740,8 CsCl -636,4 -655,0 CsBr -613,0 -629,6 *Determinada de acordo com o Ciclo de Born-Haber (Barros, 1995). Dois átomos iguais se unem para compartilhar seus elétrons de valência porque a matéria formada apresenta geralmente maior potencial de ionização e menor afinidade eletrônica, ou seja, torna-se mais estável em relação a tendência dos elétrons de escaparem do sistema 17 Cadernos Temáticos de Química Nova na Escola N° 4 – Maio 2001 energia cinética dos elétrons e o poten- cial eletrostático onde os elétrons se movem devido aos núcleos dos dois átomos e a interação eletrostática elé- tron-elétron. Este último tem caráter re- pulsivo uma vez que corresponde a interação de partículas com cargas de mesmo sinal. A função de onda, Ψ, é uma função matemática das coorde- nadas dos dois elétrons que compõem a molécula, ou seja, Ψ = Ψ(x1, y1, z1, s1, x2, y2, z2, s2) (12) as variáveis xi, yi e zi correspondem à posição do elétron no espaço cartesia- no e s1 e s2 correspondem as coorde- nadas de spin. A função de onda tem as mesmas propriedades que os orbi- tais atômicos. Torna-se necessário observar que a função de onda por si não tem necessariamente significado físico. Deve ser considerada um ‘arti- fício’ matemático. Na verdade, qual- quer rotação desta função também é uma solução da equação de Schrödin- ger; em outras palavras, há infinitas soluções que minimizam a energia da molécula de hidrogênio. Porém esta função contém toda a informação necessária para se obter as propriedades observáveis da molé- cula, como por exem- plo momento de di- polo, energia cinética, potencial de ionização etc. O quadrado da função de onda, Ψ2, consiste na probabi- lidade de se encontrar os elétrons no espaço. Observe que para qualquer rotação que se faça em Ψ, o seu quadrado será sempre o mesmo. Ou seja a probabilidade de se encontrar o elétron (Ψ2) é invariante com relação a rotação da função de onda no espaço2. Para facilitar (e tornar factível) o cálculo de orbitais moleculares, des- crevemos a função de onda, Ψ, como um produto de funções de um elétron, χ i, conhecido como produto de Hartree. Posteriormente, reconheceu- se a necessidade de garantir o princí- pio de exclusão de Pauli. Em termos da física moderna, dizemos que a função de onda tem que ser antissimé- trica com relação à troca das coorde- nadas de dois elétrons. Este requisito é garantido usando-se ao invés de um produto simples o determinante de Slater. (13) No caso da molécula de hidrogê- nio, o princípio da antissimetria é ga- rantido se lembrarmos que cada orbital molecular pode ser ocupado com no máximo dois elétrons com spins opos- tos. Colocando explicitamente a função de spin (α ou β), a função de um elétron