1. Ligação Iônica
1.1. A ligação iônica foi proposta por Walther Kossel em 1916. De acordo com ele, a ligação entre os átomos de sódio e cloro deveria ocorrer por meio de uma transferência de elétrons.
1.1.1. As ligações iônicas são um tipo de ligação química que ocorre entre átomos com grandes diferenças de eletronegatividade, tipicamente entre metais e não-metais. Nessa interação, os metais tendem a doar elétrons e os ametais a receber. No processo, os elementos envolvidos buscam sua estabilidade química. M + A Metal - cátion (carga +). Ametal - ânios (carga -).
1.1.1.1. PONTOS PRINCIPAIS:
1.1.1.1.1. Transferência de Elétrons: Um metal perde elétrons, tornando-se um cátion positivo, enquanto um não-metal ganha esses elétrons, tornando-se um ânion negativo.
1.1.1.1.2. Formação de Íons: A transformação em íons ocorre para alcançar uma configuração eletrônica mais estável, semelhante à dos gases nobres.
1.1.1.1.3. Atração Eletrostática: A força que mantém os íons unidos é a atração entre cargas opostas dos cátions e ânions.
1.1.1.1.4. Estrutura Cristalina: Compostos iônicos formam cristais sólidos com uma organização regular de íons, resultando em altos pontos de fusão e ebulição.
1.1.1.1.5. Propriedades Físicas: São geralmente sólidos e quebradiços à temperatura ambiente e conduzem eletricidade quando dissolvidos em água ou fundidos.
1.1.1.2. PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS:
1.1.1.2.1. Estado Físico: São sólidos à temperatura ambiente, formando cristais organizados. Pontos de Fusão e Ebulição: Têm pontos de fusão e ebulição altos devido à forte atração entre os íons. Dureza e Fragilidade: São duros, mas quebradiços; quebram-se facilmente sob pressão. Solubilidade: Muitos são solúveis em água, onde os íons se separam. Condutividade Elétrica: Não conduzem eletricidade no estado sólido, mas conduzem quando dissolvidos ou fundidos. Densidade: Geralmente têm alta densidade devido à estrutura compacta. Estabilidade Térmica: São estáveis a altas temperaturas.
1.1.1.3. MONTAGEM DAS FORMULAS IÔNICAS:
1.1.1.3.1. Em 1916, Lewis desenvolveu um modelo para representar os elétrons em átomos, íons e moleculares, conhecido como estrutura de Lewis. Para um átomo, a estrutura de Lewis consiste no seu símbolo químico, rodeado pelos seus elétrons de valência. Os elétrons são representados por pontos (algumas vezes utiliza-se x) e, geralmente nas equações, por e⁻.
2. Ligação Metálica
2.1. A partir do estudo do físico alemão Paul Karl Ludwig Drude (1863-1906), teve início a compreensão das propriedades dos metais, que são muito aplicados na modernidade por causa da sua capacidade de conduzir eletricidade.
2.1.1. Desenvolvido no início do século XX, o Modelo de Drude descreve os elétrons em metais como um gás de partículas livres que se movem aleatoriamente entre íons positivos fixos. Esses elétrons livres, influenciados por campos elétricos, conduzem eletricidade. O modelo explica que os elétrons de valência não estão ligados a átomos específicos, mas são deslocalizados, formando um "mar de elétrons" que permeia a estrutura metálica.
2.1.1.1. O modelo também explica a condução térmica e a relação entre condutividade elétrica e térmica através da lei de Wiedemann-Franz. Embora seja uma teoria clássica que não considera efeitos quânticos, o modelo de Drude foi fundamental para a compreensão inicial das propriedades dos metais.
2.1.1.1.1. LIGAS METÁLICAS:
2.1.1.1.2. CARACTERÍSTICAS DAS LIGAÇÕES METÁLICAS:
3. Ligação Covalente
3.1. A Ligação Covalente é um tipo de ligação química formada pelo compartilhamento de elétrons entre dois átomos não metálicos. O colesterol é apenas uma das milhares de moléculas formadas por ligações covalentes. A ligação covalente é uma das maneiras pelas quais os átomos se unem para formar ligações químicas.
3.1.1. CARACTERÍSTICAS DA LIGAÇÃO COVALENTE:
3.1.1.1. Compartilhamento de Elétrons: Em uma ligação covalente, os átomos compartilham elétrons para alcançar uma configuração eletrônica estável, geralmente semelhante à dos gases nobres. Exemplo: Na molécula de água (H₂O), o oxigênio compartilha um par de elétrons com cada átomo de hidrogênio.
3.1.1.2. Formação de Pares de Elétrons: Simples, Dupla e Tripla: Dependendo do número de pares de elétrons compartilhados, a ligação pode ser simples (um par de elétrons), dupla (dois pares) ou tripla (três pares). Exemplo: O oxigênio molecular (O₂) possui uma ligação dupla, enquanto o nitrogênio molecular (N₂) possui uma ligação tripla.
3.1.1.2.1. EXEMPLOS DAS LIGAÇÕES COVALENTES:
3.1.1.3. Geometria Molecular: Forma das Moléculas: A distribuição espacial dos pares de elétrons determina a forma da molécula, influenciando suas propriedades físicas e químicas. Exemplo: A molécula de metano (CH₄) tem uma geometria tetraédrica.
3.1.1.4. Polaridade das Ligações: Ligações Polares e Apolares: Se os átomos envolvidos têm diferentes eletronegatividades, a ligação é polar (com uma distribuição desigual de elétrons). Se as eletronegatividades são iguais ou muito próximas, a ligação é apolar. Exemplo: A água (H₂O) tem ligações covalentes polares devido à diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o hidrogênio.
3.1.2. PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS COVALENTES:
3.1.2.1. Estados Físicos: Variedade de Estados: Podem existir em todos os estados da matéria (sólido, líquido, gás) à temperatura ambiente. Exemplo: O dióxido de carbono (CO₂) é um gás, enquanto o açúcar (C₁₂H₂₂O₁₁) é sólido.
3.1.2.2. Ponto de Fusão e Ebulição: Pontos Variados: Compostos covalentes podem ter pontos de fusão e ebulição baixos ou altos, dependendo da força das interações intermoleculares. Exemplo: A água (H₂O) tem um ponto de ebulição relativamente alto para um composto covalente, enquanto o metano (CH₄) tem um ponto de ebulição baixo.
3.1.2.3. Condutividade Elétrica: Geralmente Não Condutores: A maioria dos compostos covalentes não conduzem eletricidade, pois não possuem íons livres. Exceção: Alguns compostos, como o grafite, podem conduzir eletricidade devido à estrutura especial das ligações covalentes.
3.1.2.4. Solubilidade: Solubilidade em Solventes: Compostos covalentes apolares tendem a se dissolver em solventes apolares, enquanto compostos covalentes polares se dissolvem melhor em solventes polares. Exemplo: O açúcar dissolve-se bem em água, um solvente polar, mas não em óleo, um solvente apolar.
3.1.2.5. Forças Intermoleculares: Interações Fracas a Moderadas: As forças entre as moléculas (como as forças de van der Waals ou ligações de hidrogênio) são geralmente mais fracas do que as ligações iônicas. Exemplo: A água possui ligações de hidrogênio fortes, que influenciam suas propriedades, como o ponto de ebulição.
3.1.3. LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA OU LIGAÇÃO DATIVA:
3.1.3.1. Ocorrem quando ambos os elétrons compartilhados vêm de um único átomo. Exemplo: O íon amônio (NH₄⁺), onde o átomo de nitrogênio fornece um par de elétrons para se ligar a um íon H⁺.
3.1.4. MONTAGEM DAS FORMULAS DAS SUBSTÂNCIAS MOLECULARES:
3.1.4.1. Fórmula de Lewis: Representa a distribuição dos elétrons de valência entre os átomos na molécula. Cada átomo contribui com seus elétrons de valência e os compartilha com outros átomos para formar ligações covalentes. Exemplo: para a molécula de água (H2O), a fórmula de Lewis mostra que o oxigênio compartilha elétrons de valência com dois átomos de hidrogênio.
3.1.4.2. Fórmula Estrutural: É uma representação mais simplificada da molécula, mostrando como os átomos estão conectados entre si por meio de ligações covalentes. Por exemplo, a fórmula estrutural da água (H2O) é H-O-H, indicando a ligação entre um átomo de oxigênio e dois átomos de hidrogênio.
3.1.4.3. Fórmula Molecular: Indica a composição química da molécula, especificando quais tipos de átomos e quantos de cada tipo estão presentes na molécula. Por exemplo, a fórmula molecular da água é H2O, indicando que há dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio na molécula.
3.1.5. SÓLIDOS COVALENTES E SÓLIDOS MOLECULARES:
3.1.5.1. Sólidos Covalentes (ou Redes Covalentes): Estrutura: Rede tridimensional de átomos ligados por ligações covalentes fortes. Propriedades: alta dureza e resistência, pontos de fusão/ebulição muito altos, geralmente isolantes elétricos. Exemplos: Diamante, grafite, quartzo (SiO2).
3.1.5.2. Sólidos Moleculares: Estrutura: Moléculas individuais mantidas juntas por forças intermoleculares fracas. Propriedades: baixa dureza, pontos de fusão/ebulição baixos, geralmente isolantes elétricos. Exemplos: Gelo (H2O), dióxido de carbono sólido (gelo seco, CO2), iodo (I2).
3.1.6. REGRA DO OCTETO:
3.1.6.1. A teoria do octeto baseia-se na matemática da somatória dos elétrons. Se todos os subníveis da última camada eletrônica estiverem com dois elétrons cada, a camada de valência terá oito elétrons no total e, consequentemente, o átomo estará estável. A regra do octeto sugere que os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons para alcançar 8 elétrons na camada de valência, similar à configuração dos gases nobres, que são muito estáveis. Objetivo: Alcançar uma configuração estável com 8 elétrons na camada externa.
3.1.6.1.1. Ligações Covalentes: Átomos compartilham elétrons (ex.: H2O e CO2). Ligações Iônicas: Átomos transferem elétrons (ex.: NaCl).