Universo Químico: Estrutura de Lewis e Ligações Químicas!

Estrutura de Lewis

Gilbert Newton Lewis

Introdução

Na natureza e no nosso dia a dia, notamos que alguns materiais conduzem energia elétrica e outros não, se quebram facilmente e outros são difíceis de romper ou danificar, outros esticam, são moles... etc. Tudo isso é possível por causa da natureza das ligações químicas e a estrutura geométrica do material (veremos em breve). Por isso é importante entendermos como ocorrem as ligações químicas.

O que já sabemos:

Já vimos anteriormente que os gases nobres são átomos isolados em temperatura ambiente. Eles tem pouca tendência para unir com outros átomos, por isso dizemos que são pouco estáveis ou pouco reativos.

O que precisamos saber:

ü As forças que mantém os átomos unidos são de natureza elétrica e são responsáveis pelas ligações químicas.

ü Valência é a capacidade de um átomo se ligar a outros átomos. E a última camada de valência do átomo é onde a ligação química acontece.

ü Regra do Octeto: com excessão do hélio (que é estável com 2 elétrons), foi constatado que os átomos dos gases nobres tem sempre 8 elétrons no último nível energético (ou camada) e por isso são estáveis. Então, os cientistas Lewis e Kossel criaram a seguinte regra: os átomos, ao se unirem, procuram perder, ganhar ou compartilhar elétrons no último nível de energia (ou camada de valência), até atingirem a configuração eletrônica de gás nobre. Essa regra ficou conhecida com Regra do Octeto e é usada até hoje. Mas, como toda regra tem exceção, muitos átomos encontram estabilidade com mais de oito elétrons na última camada de valência ou até com menos elétrons.

Há três tipo de ligações: ligação iônica, ligação covalente e ligação metálica. Entenderemos como cada uma acontece e suas particularidades nos tópicos a seguir:

1- A Ligação Iônica

A ligação iônica é aquela em que átomos se ligam por transferência de elétrons de um átomo para outro. Vamos tomar como exemplo a formação do cloreto de sódio (NaCl). Observe a equação química que expressa essa reação:

Na (s) + Cl(g) à NaCl(s)

Na figura 1, representaremos como essa reação ocorre utilizando o modelo atômico de Bohr. Lembre-se: é na última camada de valência que estão os elétrons que participaram da ligação química. Fazendo a distribuição do Na e do Cl, temos:

₁₁Na: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

₁₇Cl: 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁵

O tracejado representa as camadas, o núcleo está representado pela bolinha vermelha e os elétrons pelas bolinhas azuis ou verdes. Na camada de valência do sódio, existe apenas um elétron. Como ele é um metal, há uma tendência muito forte desse átomo doar elétrons. Já o cloro, possui sete elétrons em sua última camada e por ser um ametal, tem grande tendência de receber elétrons. Então, nessa reação o sódio doa um elétron para o cloro, “desocupando” sua última camada e ficando com 8 elétrons e se transforma em um cátion (que tem carga positiva), pois se ele perdeu 1 elétron e os números de elétrons e prótons são iguais em um átomo, significa que tem excesso de carga positiva (10 elétrons e 11 prótons). Como o cloro recebe esse elétron, sua última camada completa o octeto e ele se transforma em ânion (que tem carga negativa), já que agora ficou com excesso de carga negativa (18 elétrons e 17 prótons).

Agora você deve estar se perguntando: mas como ocorre de fato a ligação iônica? Porque ela tem esse nome? Pois bem, você já sabe que cargas elétricas opostas de atraem e iguais se repelem. O cátion (Na, positivo) e o ânion (Cl, negativo) se atraem e se mantêm unidos pela chamada Ligação Iônica gerando a substância cloreto de sódio, o famoso sal de cozinha. Porém, na prática a reação não ocorre somente com dois átomos, mas um número enorme de átomos que formam um aglomerado de íons arrumados em forma cúbica que chamamos de Retículo Cristalino (Figura 2).

Simbologia de Lewis:

Lewis definou uma forma de representar as ligações. Nela, o símbolo da espécie química é rodeado por pontinhos (ou “x”) que representam os elétrons na última camada (Figura 3):

A Ligação Iônica e a Tabela Periódica:

Geralmente, a ligação iônica ocorre entre metais e ametais. Isso porque os metais tem grande Energia de Ionização (que é a energia necessária para retirar um elétron de um átomo isolado no estado gasoso), e os metais possuem grande Afinidade Eletrônica (energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo neutro no estado gasoso).

2- Ligação Covalente:

A ligação covalente ocorre quando átomos compartilham entre si dois ou mais pares de elétrons para possuirem 8 elétrons na camada de valência. Observe a formação da molécula H₂ (Figura 5).

Distribuição eletrônica do hidrogênio: 1s¹.

Os átomos não se separam porque há um equilíbrio entre as forças de atração elétrica (de núcleos e elétrons, Figura 5) e as forças de repulsão (entre os núcleos e entre os dois elétrons, Figura 6).

A Ligação Covalente Coordenada

Aqui, o par eletrônico é cedido “emprestado” apenas por um dos átomos da ligação. O átomo que cede seu par eletrônico não o perde, mas sim, empresta para um átomo que necessita preencher sua camada de valência com 8 elétrons. Um exemplo é o SO₂. Um oxigênio faz ligação covalente dupla com o enxofre (S), que tem 6 elétrons na última camada. Então ambos estão com o octeto completo. Para o oxigênio que restou completar também, o enxofre “empresta” um par de elétrons, e assim todos obedecem a regra do octeto:

Simbologia de Lewis para a Ligação Covalente:

Tomaremos como exemplo a ligação Cl – Cl que forma a molécula Cl₂. O Cloro possui 7 elétrons em sua última camada, eles fazem ligação covalente entre si para completar o octeto. Usando o os símbolos de Lewis para representar a ligação, teremos a seguinte figura (Figura 8):

Composto Covalente x Composto Iônico

Agora vamos comparar as características entre os compostos iônicos e os compostos de ligação covalente. Veja a tabela:

Composto Covalente	Composto Iônico
Apresenta exclusivamente ligações covalentes.	Possuem pelo menos uma ligação iônica. Ex: NaNO₃.
A ligação covalente forma moléculas, por isso chamamos também de composto molecular.	São formados por aglomerados iônicos.
Geralmente esses compostos são gases e líquidos.	São geralmente sólidos.
Apresentam baixo ponto de ebulição.	Possuem ponto de fusão e ponto de ebulição altos.
Não conduzem eletricidade.	Conduzem eletricidade em solução aquosa.

3- Ligação Metálica:

Além dos compostos iônicos e covalentes, existem ainda os metais que apresentam estrutura diferente. Em lâminas ou barras de cobre por exemplo, átomos desses elementos ligam-se entre si através da ligação metálica. Os átomos dos elementos metálicos apresentam baixa afinidade eletrônica, que significa que os elétrons de sua camada mais externa são atraídos fracamente pelo núcleo e podem se movimentar de um átomo a outro. Os núcleos permanecem fixos na estrutura do metal, sendo envolvidos pelos elétrons que se movimentam entre eles (Figura 10).

No estado sólido, os átomos dos metais se agrupam de forma geometricamente ordenados (retículo metálico). Restam sempre 1, 2 ou 3 elétrons em camadas mais afastadas no núcleo, por isso os elétrons escapam mais facilmente da força exercida pelo núcleo e circulam livremente pelo retículo metálico. São átomos neutros e cátions mergulhados em um “mar” de elétrons que caracteriza a ligação metálica.

Características dos metais:

ü Brilho metálico;

ü Condutividade elétrica;

ü Densidade elevada;

ü Pontos de ebulição e pontos de fusão altos;

ü Maleabilidade: podemos reduzir à chapas e lâminas finas;

ü Dictibilidade: podemos transformar metais em fios.

Exercícios Resolvidos

1- (UFF-RJ) Para que um átomo neutro de cálcio (Ca) se transforme no íon Ca^2+, ele deve:

a) receber dois elétrons;

b) receber dois prótons;

c) perder dois elétrons;

d) perder dois prótons;

e) perder um próton.

2- (U. Católica de Dom Bosco-MG) Um elemento de configuração eletrônica 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ possui forte tendência para:

a) perder 5 elétrons;

b) perder 1 elétron;

c) perder 2 elétrons;

d) ganhar dois elétrons;

e) ganhar 1 elétron.

3- (U. F. Santa Maria-RS) O elemento titânio (Z=22), tem na sua camada de valência,

a) 2 elétrons em orbitais d;

b) 6 elétrons em orbitais p;

c) 2 elétrons em orbitais p.

d) 2 elétrons em orbitais s.

e) 4 elétrons em orbitais d.

4- (UFPA) Sejam os elementos X, com 53 elétrons , e Y, com 38 elétrons. Depois de fazermos a distribuição eletrônica, podemos afirmar que o composto mais provável formado pelos elementos é:

a) YX₂

b) Y₃X₂

c) Y₂X₃

d) Y₂X

e) YX

5- Escreva as fórmulas estruturais planas e as fórmulas de Lewis dos seguintes compostos:

a) H2CO3;

b) NaNO3.

6- (U. Católica de Salvador-BA) Ao formar ligações covalentes com o hidrogênio, a eletrosfera do silício adquire configuração de gás nobre. Com isso, é de se esperar a formação da molécula:

a) SiH

b) SiH₂

c) SiH₃

d) SiH₄

e) SiH₅

Resolução

1- Ca: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²

Perdendo os dois elétrons da última camada, o Ca terá excesso de carga positiva (lembre-se que em um átomo em seu estado fundamental a quantidade de prótons e elétrons são iguais). Então o Ca se transformará no íon positivo Ca²⁺. Resposta: letra c.

2- X: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ = 7 elétrons

Precisa ganhar 1 elétron para completar o octeto e se tornar estável. Resposta: letra e.

3- Ti: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d²

Dois elétrons na camada 4 de orbital s. Letra d.

4- X: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶5s² 4d¹⁰ 5p⁵ = 7 elétrons. Precisa de 1 elétron para completar o octeto.

Y: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶5s² = 2 elétrons. Precisa perder esses dois elétrons para ter a ultima camada (4) com 8 elétrons. Então: é necessário dois átomos de X para que o Y possa se livrar desses dois elétrons, surgindo a substância YX₂. Resposta: letra a.