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Ligações químicas são classificadas em polares ou apolares.

Enquanto que toda ligação iônica é polar, a polaridade da ligação covalente depende dos átomos presentes na molécula.

Uma ligação covalente é apolar quando apenas átomos de um mesmo elemento químico estão unidos; já quando são elementos diferentes, há diferença de eletronegatividade e a molécula é polar.

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1. Faça uma pesquisa sobre exemplos de ligações iônicas, covalentes e metálicas.

2. Crie um post (ou mais) para cada tipo de ligação:

Inclua uma imagem ou uma explicação detalhada como anexo.

Adicione um título que identifique o tipo de ligação (ex: Ligação Iônica, Ligação Covalente, etc).

3. Explore os posts dos seus colegas para observar os outros exemplos pesquisados.

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Ligação Iônica: A força da atração entre cargas opostas

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Ligação Iônica: A força da atração entre cargas opostas

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Nas ligações iônicas, ocorrem atração eletrostática entre cátion e Ânions. Essa atração é intensa e acontece, geralmente; entre átomos de elementos de baixa eletronegatividade e átomos muito eletronegativos. Há uma transferencia de elétrons é um processo que ocorre espontaneamente e que forma um aglomerado no qual íons de cargas opostas se atraem e íons de cargas iguais se repelem.

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Cloreto de Sódio (NaCl):
O sódio (Na) doa um elétron para o cloro (Cl). O sódio torna-se um cátion (Na⁺) e o cloro, um ânion (Cl⁻). A atração entre as cargas opostas mantém os íons unidos.

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Ponto de fusão e ebulição altos.

Conduzem eletricidade quando dissolvidos em água.

Formam cristais rígidos e quebradiços.

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Ligação Covalente: Moléculas humildes compartilham seus elétrons

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Ligação Covalente: Moléculas humildes compartilham seus elétrons

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Quem participa?

Normalmente: Metal + Ametal

Como funciona?

O metal tem tendência a doar elétrons (baixa eletronegatividade).

O ametal tem tendência a receber elétrons (alta eletronegatividade).

Quando o metal doa elétrons para o ametal, formam-se íons:

Metal vira cátion (+)

Ametal vira ânion (-)

Esses íons se atraem fortemente, formando um composto sólido cristalino.

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Ocorre quando 2 átomos compartilham elétrons para alcançar a estabilidade. Acontecem entre Ametais e podem formar compostos simples e complexos.

Exemplos: H2O (água)

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Geralmente ocorrem entre não-metais.

Formam moléculas que podem ser sólidas, líquidas ou gasosas.

Pontos de fusão e ebulição variáveis (muitas vezes baixos).

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Ligações Simples: São compostas por uma ligação sigma, e é a ligação mais forte. (EX: Cloro)

Ligações Duplas: Compostas por 1 ligação sigma e uma PI, sendo essa mais fraca. (EX: O2)

Ligações Triplas: Composta por 1 sigma e 2 PI. (EX: N2)

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Metal + Ametal → Ligação Iônica (doação/recebimento de elétrons)

Ametal + Ametal → Ligação Covalente (compartilhamento de elétrons)

Metal + Metal → Ligação Metálica (mar de elétrons)

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São ligações metálicas os elementos que liberam seus elétrons mais externos, gerando um "mar de elétrons", dando maleablidade e condutividade elétrica.

Exemplo: Ferro, Cobre, etc.

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Boa condução térmica e elétrica.

Maleabilidade e ductilidade (podem ser moldados e esticados).

Brilho metálico.

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Pode ser definida como uma mistura de substâncias, cujo o componente principal é o metal. As propriedades são distintas em relação aos seus componentes e dependem de outros fatores, como as substâncias que formam as ligas, a estrutura cristalina obtida, entre outros.

Exemplo: Aço (Ferro e Carbono)

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A eletronegatividade é uma propriedade periódica que representa a capacidade que um átomo tem de atrair para si os elétrons de uma ligação estabelecida com outro átomo.

A diferença de eletronegatividade entre átomos classifica as ligações em polar e apolar.

Ligações apolares: os átomos envolvidos na ligação possuem diferença de eletronegatividade igual ou muito próxima de zero.

Ligações polares: a diferença de eletronegatividade entre os átomos da ligação é diferente de zero.

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A geometria molecular é a figura geométrica que demonstra como uma molécula está disposta no espaço pela posição dos núcleos dos átomos em relação uns aos outros.

As moléculas são formadas por átomos unidos por ligações covalentes e os principais tipos de geometrias são:

Geometria linear;

Geometria angular;

Geometria trigonal plana;

Geometria piramidal;

Geometria tetraédrica;

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Em uma ligação iônica é estabelecida a união dos átomos por meio da doação de elétrons e formam-se íons.

Quando um átomo doa elétrons, ele fica carregado positivamente e recebe o nome de cátion. O átomo que recebe os elétrons se torna uma espécie carregada com carga negativa e recebe o nome de ânion.

Nesse caso, a diferença de eletronegatividade ultrapassa o valor de 1,7 devido a forte atração de um dos átomos pelos elétrons, fazendo com que a ligação seja polar.

Exemplo: NaCl = 0,9 - 3,0 = 2,1

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Em uma ligação covalente há o compartilhamento de elétrons na união de dois átomos em uma molécula.

A diferença de eletronegatividade entre átomos classifica as ligações covalentes em polar e apolar.

Ligações covalentes apolares: estabelecida entre átomos de um mesmo elemento químico.

Ligações covalentes polares: estabelecida entre elementos químicos diferentes, ou seja, que possuem eletronegatividades diferentes.

Apolar: H2 = 2,2-2,2= 0

Polar: HBr = 2,2-2,96=0,76

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Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos de um composto, os elétrons passam a ser atraídos pelo elemento mais eletronegativo.

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A geometria linear é observada em moléculas diatômicas (2 átomos). Ela também pode ocorrer em moléculas triatômicas (3 átomos) quando não há grande diferença de polaridade entre os componentes.

Nesse tipo de geometria é formado uma reta com ângulo de 180° entre os núcleos atômicos, pois não há elétrons desemparelhados.

São exemplos de moléculas com geometria linear: H₂, HCl, BeF₂, BeBr₂, CO₂, C₂H₂, BeH2 e XeF₂.

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A geometria angular é formada quando um átomo central apresenta dois átomos ligantes e um par de elétrons disponíveis.

Nesse tipo de geometria, os ângulos entre as ligações são menores que 120º.

São exemplos de moléculas com geometria angular: H₂O, O₃, SO₂ e SF₂.

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A geometria trigonal plana é formada quando um átomo central não apresenta par de elétrons emparelhados disponíveis e está unido a três átomos ligantes, o que faz que a molécula apresente de 120º.

São exemplos de moléculas com geometria trigonal: COCl₂, H₂CO₃, SO₃, NO₃⁻, BF3 e BH₃.

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A geometria piramidal trigonal é formada quando o átomo central apresenta um par de elétrons emparelhados disponíveis e está unido a três átomos ligantes. Os ângulos da molécula são menores que 109º28’.

São exemplos de moléculas com geometria piramidal: NH₃, ClO₃⁻, PCl₃ e H₃O.

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A geometria tetraédrica é formada quando um átomo central apresenta quatro átomos ligantes. Os ângulos da molécula são de 109º5’.

São exemplos de moléculas com geometria tetraédrica: NH₄, CH₄, BF₄⁻, CH₄ e CH₃Cl.

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A imagem mostra que também ocorrem nos elementos do segundo período em diante, principalmente nas moléculas que apresentam o berílio e o boro, além também de alguns óxidos de nitrogênio.

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Exceções da Regra do Octeto (menos do que 8)

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Exceções da Regra do Octeto (menos do que 8)

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O gás Hélio fica estável com 2 elétrons na camada de valência, diferentemente dos outros gases de seu grupo, portanto, não obedece a regra do octeto.

O difluoreto de berílio, com 4 elétrons na camada de valência, o berílio já atinge a estabilidade eletrônica.

O trifluoreto de boro, adquire estabilidade compartilhando seus três elétrons de valência com três átomos de flúor, assim ele fica estável com apenas 6 elétrons na camada de valência

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Flúor: 4,0

Oxigênio: 3,5

Nitrogênio: 3,0

Cloro: 3,0

Bromo: 2,8

Carbono: 2,5

Hidrogênio: 2,1

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Esse caso ocorre em elementos do terceiro período em diante, pois, visto que são mais de oito elétrons que terão que se comportar na camada de valência, o átomo precisa ser relativamente grande. Os elementos principais nos quais essa expansão do octeto ocorre são o fósforo (P) e o enxofre (S).

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Exceções da Regra do Octeto (mais do que 8)

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Exceções da Regra do Octeto (mais do que 8)

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No primeiro caso, o fósforo ficou estável com 10 elétrons em sua camada de valência; já no segundo exemplo, o enxofre ficou com 12 elétrons.

Isso pode ocorrer também em compostos de gases nobres formados em laboratório, como o XeF₂ e o XeF4.

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Exceções da Regra do Octeto (Número Ímpar)

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Exceções da Regra do Octeto (Número Ímpar)

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São poucos os elementos em que isso ocorre, mas os mais comuns são os radicais livres NO, NO₂ e ClO₂, em que os elétrons na camada de valência dos átomos centrais são apenas 7.

O trihidreto de boro é uma exceção à regra do octeto, pois o boro possui apenas seis elétrons em sua camada de valência.