Do ponto de vista das ligaçôes químicas, explique as ligaçôes metálica, iônica, covalente, Van Der Waals e Ligaçôes de Hidrogênio
Passo 1
Beleza, o enunciado pede pra explicar, do ponto de vista das ligações químicas, como funcionam as ligações metálica, iônica, covalente, Van der Waals e de hidrogênio. Então a matéria é Ligações Químicas e a gente vai usar conceitos como transferência ou compartilhamento de elétrons, diferenças de eletronegatividade, polos de moléculas e atração eletrostática.
Passo 2
Ligações metálicas
– Teoria básica: em metais, cada átomo “doa” seus elétrons de valência para um “mar” ou “nuvem” de elétrons que fica livre para percorrer toda a estrutura.
– Por que isso acontece? Os átomos de metais têm poucos elétrons na camada externa e eletronegatividade baixa, então eles perdem esses elétrons com facilidade.
– Efeito prático: os elétrons livres mantêm os íons metálicos positivos unidos por atração eletrostática (íon–nuvem eletrônica), dando boa condutividade elétrica e maleabilidade.
– Em esquema: átomos M → Mⁿ⁺ + n e⁻, e estes elétrons formam a “nuvem”.
– Teoria básica: em metais, cada átomo “doa” seus elétrons de valência para um “mar” ou “nuvem” de elétrons que fica livre para percorrer toda a estrutura.
– Por que isso acontece? Os átomos de metais têm poucos elétrons na camada externa e eletronegatividade baixa, então eles perdem esses elétrons com facilidade.
– Efeito prático: os elétrons livres mantêm os íons metálicos positivos unidos por atração eletrostática (íon–nuvem eletrônica), dando boa condutividade elétrica e maleabilidade.
– Em esquema: átomos M → Mⁿ⁺ + n e⁻, e estes elétrons formam a “nuvem”.
Passo 3
Ligações iônicas
– Teoria básica: um átomo “rouba” elétrons de outro, formando íons de cargas opostas que se atraem (tipo ímã).
– Quem “rouba”? O átomo com maior eletronegatividade atrai elétrons do que tem menor eletronegatividade.
– Exemplo: Na (baixa eletroneg.) + Cl (alta eletroneg.) → Na⁺ + Cl⁻ → atração iônica.
– Matemática rápida: a força pode ser descrita pela Lei de Coulomb:
– Teoria básica: um átomo “rouba” elétrons de outro, formando íons de cargas opostas que se atraem (tipo ímã).
– Quem “rouba”? O átomo com maior eletronegatividade atrai elétrons do que tem menor eletronegatividade.
– Exemplo: Na (baixa eletroneg.) + Cl (alta eletroneg.) → Na⁺ + Cl⁻ → atração iônica.
– Matemática rápida: a força pode ser descrita pela Lei de Coulomb:
onde
e
são as cargas dos íons e
a distância entre eles.
Passo 4
Ligações covalentes
– Teoria básica: em vez de transferir elétrons, átomos compartilham pares de elétrons para completar a camada de valência.
– Covalente simples, dupla, tripla: depende de quantos pares são compartilhados (por ex., tem dupla,
tripla).
– Polaridade: se os átomos têm eletronegatividades diferentes, o par de elétrons fica mais tempo perto de um átomo, gerando dipolo (por ex., H–Cl é polar). Se iguais, ligação apolar (por ex., H–H).
– Teoria básica: em vez de transferir elétrons, átomos compartilham pares de elétrons para completar a camada de valência.
– Covalente simples, dupla, tripla: depende de quantos pares são compartilhados (por ex.,
– Polaridade: se os átomos têm eletronegatividades diferentes, o par de elétrons fica mais tempo perto de um átomo, gerando dipolo (por ex., H–Cl é polar). Se iguais, ligação apolar (por ex., H–H).
Passo 5
Forças de Van der Waals
– Teoria básica: interações fracas entre moléculas neutras causadas por flutuações momentâneas de carga, criando dipolos temporários.
– Tipos:
• Dispersão de London – dipolo instantâneo induz dipolo em molécula vizinha.
• Dipolo-dipolo – moléculas polares permanentes se alinham (ex.: HCl–HCl).
– São bem mais fracas que ligações iônicas ou covalentes, mas importantes em líquidos e sólidos moleculares.
– Teoria básica: interações fracas entre moléculas neutras causadas por flutuações momentâneas de carga, criando dipolos temporários.
– Tipos:
• Dispersão de London – dipolo instantâneo induz dipolo em molécula vizinha.
• Dipolo-dipolo – moléculas polares permanentes se alinham (ex.: HCl–HCl).
– São bem mais fracas que ligações iônicas ou covalentes, mas importantes em líquidos e sólidos moleculares.
Passo 6
Ligações de hidrogênio
– Teoria básica: caso especial de dipolo-dipolo forte, rola quando H ligado a F, O ou N (“átomos muito eletronegativos”) forma uma atração extra forte com um par de elétrons livres em outra molécula.
– Esquema:
– Teoria básica: caso especial de dipolo-dipolo forte, rola quando H ligado a F, O ou N (“átomos muito eletronegativos”) forma uma atração extra forte com um par de elétrons livres em outra molécula.
– Esquema:
onde D = F, O ou N e X também.
– Isso explica altos pontos de ebulição da água (H–OH···H–OH) e estrutura secundária de proteínas.
– Isso explica altos pontos de ebulição da água (H–OH···H–OH) e estrutura secundária de proteínas.
Resposta
Metálica: átomo perde elétrons para um “mar” eletrônico, criando íons positivos rodeados por elétrons livres.
Iônica: um átomo transfere elétrons para outro, formando íons que se atraem eletrostaticamente ( ).
Covalente: átomos compartilham pares de elétrons para completar camadas, podendo ser apolar ou polar.
Van der Waals: interações fracas entre dipolos temporários ou permanentes (London e dipolo–dipolo).
Ligação de hidrogênio: tipo forte de dipolo–dipolo quando H ligado a F, O ou N interage com par eletrônico livre de outra molécula.
Iônica: um átomo transfere elétrons para outro, formando íons que se atraem eletrostaticamente (
Covalente: átomos compartilham pares de elétrons para completar camadas, podendo ser apolar ou polar.
Van der Waals: interações fracas entre dipolos temporários ou permanentes (London e dipolo–dipolo).
Ligação de hidrogênio: tipo forte de dipolo–dipolo quando H ligado a F, O ou N interage com par eletrônico livre de outra molécula.