Formas farmacêuticas

Forma farmacêutica refere-se ao estado final no qual o medicamento se apresenta para dispensação. É o resultado das operações farmacêuticas realizadas com as substâncias ativas, visando facilitar sua administração e maximizar o efeito terapêutico desejado. A escolha da forma farmacêutica está diretamente relacionada às necessidades do paciente, buscando uma farmacoterapia mais eficaz, segura e conveniente, além de estar intimamente conectada à via de administração.

Finalidades das Formas Farmacêuticas:

• Facilitar a administração, considerando as condições clínicas do paciente.

• Garantir a precisão da dose.

• Proteger o fármaco durante seu trajeto pelo organismo.

• Assegurar a presença do princípio ativo no local de ação.

• Melhorar a adesão ao tratamento.

Classificação das Formas Farmacêuticas:

1. Sólidas (Não contêm água na composição):

• Cápsulas: Invólucros de gelatina ou amido que contêm o fármaco em pó ou líquido.

• Comprimidos: Preparações compactadas que podem ser mastigáveis ou deglutidas.

• Pós: Fármacos em forma pulverizada.

2. Líquidas (Para administração oral, tópica ou injetável):

• Soluções: Mistura homogênea de soluto e solvente.

• Suspensões: Soluto não completamente dissolvido; requer agitação antes do uso.

• Xaropes: Soluções saturadas de sacarose (cariogênicos).

• Elixires: Mistura de água, álcool e açúcar.

• Tinturas: Preparações concentradas obtidas por maceração de vegetais ou animais.

3. Semissólidas (Contêm pouca água):

• Pomadas: Mais oleosas que cremes (ex.: lanolina + vaselina).

• Cremes: Emulsões com maior teor aquoso.

• Géis: Preparações transparentes e não oleosas.

• Linimentos: Mistura de pó e óleo (ex.: óleo calcário).

• Géis-creme: Indicados para pele mista; não comedogênio.

4. Gasosas:

• Aerossóis: Dispersões de partículas em um gás propelente.

5. Especiais:

• Adesivos transdérmicos: Liberação controlada de fármacos (ex.: hormônios).

• Sprays: Administração tópica ou nasal.

A diversidade de formas farmacêuticas permite adaptar os medicamentos às diferentes necessidades dos pacientes, promovendo maior eficácia e adesão ao tratamento. A escolha da forma ideal depende da via de administração, estabilidade do princípio ativo e características específicas do paciente.

Essa abordagem sistemática facilita o entendimento sobre as formas farmacêuticas e sua importância na prática clínica.

A Tabela Periódica

A Tabela Periódica dos Elementos Químicos atual possui filas horizontais e cada uma delas representa um período ou série. A Tabela Periódica possui sete períodos e, a depender do nível (série) em que os elementos encontram-se, é revelada a quantidade de camadas eletrônicas.

Por exemplo, os elementos Oxigênio e o Flúor estão na segunda série e possuem duas camadas eletrônicas, o Potássio e Cálcio estão no quarto período e possuem quatro níveis eletrônicos (K,L,M,N) e assim vai.

Todos os elementos da Tabela Periódica são distribuídos em sequencia numérica de acordo com seus números atômicos. Excluindo o primeiro período (onde localizam-se os elementos hidrogênio e o hélio), todos as séries começam com um metal e terminam com um gás nobre. O período mais curto possui dois elementos e o maior período possui 32 elementos.

Símbolos dos Elementos Químicos

Elemento Químico é um conjunto formado por átomos que possuem o mesmo número de prótons em seu núcleo, isto é, o mesmo número atômico (Z). 

Cada elemento é reconhecido por um símbolo. O ouro, por exemplo, tem símbolo Au e o Mercúrio é o Hg. A Tabela Periódica traz uma enorme quantidade de elementos químicos. A maioria dos elementos são encontrados na natureza e são conhecidos como Elementos Naturais. Alguns elementos cujos átomos são criados artificialmente, em laboratórios, são chamados de Elementos Sintéticos. O processo de criação desses elementos é conhecido como síntese.

Todos os elementos químicos possuem número atômico, massa atômica, ponto de fusão (pf) e ponto de ebulição (pe). No total de 118 elementos, mais de 80 deles são elementos naturais e o restante são produzidos de forma artificial.

Os elementos são distribuídos na Tabela Periódica, seguindo em ordem crescente por seus números atômicos e de acordo com a semelhança de suas propriedades. O homem sempre tentou identificar os elementos químico de alguma maneira. Os alquimistas, por exemplo, representavam o ouro pelo símbolo do Sol e a prata pelo símbolo da Lua. Não importa se o elemento químico é natural ou sintético, existe sempre um símbolo atrelado a ele.

Nos dias de hoje, os símbolos seguem critérios internacionais, o que permite que um elemento químico da Tabela Periódica seja identificado em qualquer lugar do mundo, independente da língua ou alfabeto. Em outras palavras, o símbolo dos elementos químicos passou a ser universal.

O padrão adotado para a escolha da simbologia é sempre baseado no nome do elemento em latin com sua letra inicial em maiúscula, seguido, se houver necessidade, de uma segunda letra, dessa vez minúscula.

Por exemplo, o símbolo do Cálcio é Ca justamente porque já existia outro elemento com o símbolo C, no caso o Carbono.

Construção da Tabela Periódica

Os elementos são colocados em faixas horizontais (períodos) e faixas verticais (grupos ou famílias). Em um grupo, os elementos têm propriedades semelhantes e, em um período, as propriedades são diferentes.

Na tabela há sete períodos. Os grupos são numerados de 0 a 8. Com exceção dos grupos 0 e 8, cada grupo está subdividido em dois subgrupos, A e B. O grupo 8 é chamado de 8B e é constituído por três faixas verticais.

Modernamente, cada coluna é chamada de grupo. Há, portanto, 18 grupos numerados de 1 a 18.

Posição dos Elementos na Tabela Periódica

• Elementos representativos ou típicos (o último elétron é colocado em subnível s ou p): grupos A. Estão nos extremos da tabela.
• Elementos de transição (o último elétron é colocado em subnível d; apresentam subnível d incompleto): grupos 1B, 2B, 3B, 4B, 5B, 6B, 7B e 8B. Estão localizados no centro da tabela periódica.
• Elementos de transição interna (o último elétron é colocado em subnível f; apresentam subnível f incompleto). Estão divididos em duas classes:

1. Lantanídeos (metais terras raras): grupo 3B e 6º período. Elementos de Z = 57 a 71. 
2. Actinídeos: grupo 3B e 7º período. Elementos de Z = 89 a 103.

• Gases nobres: grupo zero ou 8A ou 18.

Os grupos mais conhecidos são:

1A: metais alcalinos 

2A: metais alcalino-terrosos 

6A: calcogênios 

7A: halogênios

Configuração eletrônica X posição do elemento na tabela

Período:

Um elemento com x camadas eletrônicas está no período x.

Exemplo: P (Z = 15) K = 2 ; L = 8 ; M = 5

P (fósforo) está no 3º período.

Grupo:

a) Elementos representativos (grupos A) e 1B e 2B. O número de elétrons na camada de valência é o número do grupo.

Exemplo: P (Z =15) → K = 2 ; L = 8 ; M = 5

O fósforo está no grupo 5A.

b) Elementos de transição: a soma do número de elétrons dos subníveis s e d mais externos é o número do grupo. Exemplo: V (Z = 23)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3

Soma s + d = 2 + 3 = 5 → grupo 5B.

Histórico 

Em 1829, Döbereiner reuniu os elementos semelhantes em grupos de três. Cada grupo recebeu o nome de tríade. A massa atômica de um elemento era aproximadamente a média aritmética das massas atômicas dos dois outros elementos.

Exemplo: Li = 7u; Na = 23u; K = 39u

Em 1863, Chancourtois dispôs os elementos os elementos numa espiral traçada nas paredes de um cilindro, em ordem crescente de massas atômicas. Tal classificação recebeu o nome de parafuso telúrico.

Já, em 1864, Newlands dispôs os elementos em colunas verticais de sete elementos, em ordem crescente de massas atômicas, observando que de sete em set elementos havia repetição das propriedades, fato que recebeu o nome de Lei das Oitavas.

Finalmente, em 1869, Mendeleev apresentou uma classificação, que é a base da classificação periódica moderna, colocando os elementos em ordem crescente de suas massas atômicas, distribuídos em oito faixas horizontais (períodos) e doze colunas verticais (famílias). Verificou que as propriedades variavam periodicamente à medida que aumentava a massa atômica.

Fonte:

http://www.tabelaperiodicacompleta.com/

http://www.infoescola.com/quimica/tabela-periodica/

Estudo dos gases

Transformações Gasosas

Todo gás é constituído de partículas (moléculas) que estão em contínuo movimento desordenado. Esse movimento de um grande número de moléculas provoca colisões entre elas e, por isso, sua trajetória não é retilínea num espaço apreciável, mas sim caminham em ziguezague. Essas colisões podem ser consideradas perfeitamente elásticas.O estado em que se apresenta um gás, sob o ponto de vista microscópico, é caracterizado por três variáveis: pressão, volume e temperatura. São denominadas variáveis de estado.

Volume: O volume de qualquer substância é o espaço ocupado por esta substância. No caso dos gases, o volume de uma dada amostra é igual ao volume do recipiente que a contém.

As unidades usuais de volume são:

• litro (L)
• mililitro (ml)
• metro cúbico (m3) SI (Sistema Internacional)
• decímetro cúbico (dm3) = L
• centímetro cúbico (cm3) = ml

Temperatura: É a medida do grau de agitação térmica das partículas que constituem uma substância.No estudo dos gases, é utilizada a escala absoluta ou Kelvin (K) e, no Brasil, a escala usual é a Celsius ou centígrada (°C).
Portanto, para transformar graus Celsius (t) em Kelvin, temos:

T (K)= T(°C)+ 273,15

T = 0 °C = 273,15 K

Pressão: A pressão é definida como força por unidade de área. No estado gasoso, a pressão é o resultado do choque de suas moléculas contra as paredes do recipiente que as contém.A medida da pressão de um gás é feita através de um aparelho chamado manômetro.O manômetro é utilizado na medida da pressão dos gases, dentro de recipientes fechados. É formado por um tubo em U, contendo mercúrio.
Encontramos dois tipos de manômetro:

1. Com extremidade aberta

2. Com extremidade fechada

As unidades de pressão usuais são:

• Pa (Pascal) SI (Sistema Internacional)
• atm (atmosfera)
• mmHg (milímetros de mercúrio)
• Bar
• torr (Torricelli).
• KPa (Quilopascal)
• cmHg (centímetros de mercúrio)

101325 Pa = 1 ATM 

1 Pa = 0,01 KPa
1 Pa = 0,00010 Bar
1 Bar = 100000 Pa
1 Bar = 0.9869 atm
1 mmHg = 133,3 Pa
1 atm = 1,01325 Bar
1 atm = 101325 kPa

1 atm = 760 mmHg

1 mmHg = 1 torr

Escala de temperatura

Observe o ponto de congelamento e o ponto de ebulição para cada escala; estes são os pontos de referência. De acordo com a imagem, a água entra em ebulição em 100°C (373 K) e congela em 0°C (273 K). Vamos às definições:

• Kelvin: escala de temperatura absoluta ou escala termodinâmica, cujo símbolo é K, no qual o ponto triplo da água tem o valor de 273,16 K.
• Fahrenheit: escala termométrica de símbolo F, no qual 32° F é o ponto de congelamento da água e 212° F é o ponto de ebulição da água. 
• Celsius: escala de temperatura, símbolo C, no qual 0° C é o ponto de congelamento da água e 100° C é o ponto de ebulição da água. 

Na escala termométrica, o intervalo entre o ponto de ebulição e o ponto de congelamento da água é dividido em 100 intervalos, denominados graus. 

Escalas termométricas Escala de ---> Celsius Kelvin Fahrenheit Rankine Unidade (símbolo) grau Celsius (°C) kelvin (K) grau Fahrenheit (°F) grau Rankine (°R) Temperatura de ebulição da água 100 °C 373,15 K 212 °F 671,67 °R Temperatura de fusão do gelo 0 °C 273,15 K 32 °F 491,67 °R Número de divisões da escala entre os dois pontos anteriores 100 100 180 180 Zero absoluto – 273,15 °C 0 K – 459,67 °F 0 °R Variação de temperatura: 1 °C = 1 K = 1,8 °F = 1,8 °R

Expressões de conversão de temperaturas

escala de Kelvin escala de Celsius	escala de Fahrenheit escala de Celsius	escala de Rankine escala de Celsius
T= T (°C)– 273,15	T = 5/9 (F – 32)	T = 5/9 R – 273,15

O zero absoluto, ou zero kelvin (0 K), corresponde à temperatura de -273,15 °C ou -459.67 °F, 0 °Ra ou -218,52 °Ré

O zero absoluto é um conceito no qual um corpo não conteria energia alguma. Todavia, as leis da Termodinâmica mostram que a temperatura jamais pode ser exatamente igual a zero Kelvin, ou -273,15 °C; este é o mesmo princípio que garante que nenhum sistema tem uma eficiência de 100%, apesar de ser possível alcançarem-se temperaturas próximas de 0 K, ou para ser mais exato, chegou-se a -273,12 °C. Ainda que alguns objetos possam ser resfriados a esse ponto, para um corpo chegar ao zero absoluto, não poderá conter energia sobre o mesmo.

Teoria cinética dos gases

Características de uma substância no estado gasoso - Não tem forma e nem volume próprios. Um gás tem a forma do recipiente onde está contido e ocupa todo o espaço limitado pelas paredes do recipiente. O volume de um gás é o volume do recipiente onde está contido.
Modelo do estado gasoso (teoria cinética dos gases) - Um gás é constituído por moléculas isoladas, separadas umas das outras por grandes espaços vazios em relação ao seu tamanho e em contínuo movimento de translação, rotação e vibração.

Gás ideal

Gás ideal ou gás perfeito - É um modelo teórico. É um gás que obedece às equações p·V/T = k e p·V = n·R·T, com exatidão matemática.
Na prática, temos gases reais. Um gás real tende para o gás ideal quando a pressão tende a zero e a temperatura se eleva.
Obedece rigorosamente às Leis Físicas dos Gases em quaisquer condições de temperatura e pressão.

Gás Real - Não segue o comportamento do gás ideal, principalmente em pressões muito altas e/ou em temperaturas baixas, porque ocorre alta redução de volume e as partículas, muito próximas, passam a interferir umas no movimento das outras.

Um gás real aproxima-se do comportamento de um gás ideal à medida que diminui a pressão e aumenta a temperatura.

Lei de Boyle- Mariotte 

A temperatura constante, uma determinada massa de gás ocupa um volume inversamente proporcional à pressão exercida sobre ele.
Esta transformação gasosa, onde a temperatura é mantida constante, é chamada de transformação isotérmica.

Experiência da Lei de Boyle-Mariotte:

A lei de Boyle-Mariotte pode ser representada por um gráfico pressão-volume. Neste gráfico, as abscissas representam a pressão de um gás, e as ordenadas, o volume ocupado.

A curva obtida é uma hipérbole, cuja equação representativa é PV = constante. Portanto, podemos representar:

Lei de Charles e Gay-Lussac 

Com a introdução da escala absoluta, as leis de Charles e Gay-Lussac foram assim enunciadas:

A pressão constante, o volume ocupado por uma massa fixa de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta.

Esta transformação gasosa, onde a pressão é mantida constante, é chamada de transformação isobárica.

As relações entre volume e temperatura podem ser representadas pelo esquema:

Graficamente, encontramos:

A reta obtida é representada pela equação:

V = (constante) · T ou V/T = constante

Com isso, ficamos com:

“O volume constante, a pressão exercida por uma determinada massa fixa de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta.”

Esta transformação gasosa, onde o volume é mantido constante, é denominada de transformação isocórica, isométrica ou isovolumétrica.

As relações entre pressão e temperatura são representadas a seguir:

Graficamente, encontramos:

A reta obtida é representada pela equação:

P = (constante) · T ou P/T = constante

Com isso, ficamos com:

Equação geral dos gases perfeitos

Esta equação é utilizada quando ocorre transformação gasosa em que as três variáveis de estado (P, V e T) se modificam simultaneamente.

Ela é obtida por meio da relação matemática entre as transformações gasosas estudadas anteriormente.

ISOBÁRICA (p1 = p2)	V1 —— T1 = V2 —— T2	lei de Charles e Gay-Lussac
ISOCÓRICA (V1 = V2)	p1 —— T1 = p2 —— T2	lei de Charles e Gay-Lussac
ISOTÉRMICA (T1 = T2)	p1·V1 = p2·V2	lei de Boyle

Então:

Fonte

• http://www.fisica.net/quimica/resumo17.htm
• http://www.profpc.com.br/gases.htm 
• http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/escalas-temperatura.htm 
• http://www.guia.heu.nom.br/escalas_de_temperatura.htm 
• http://pt.wikipedia.org/wiki/Zero_absoluto

Número de oxidação - NOX

Número de oxidação (nox) é um número associado à carga de um elemento numa molécula ou num íon.
O nox de um elemento sob forma de um íon monoatômico é igual à carga desse íon, portanto é igual à eletrovalência do elemento nesse íon.O nox de um elemento numa molécula e num íon composto é a carga que teria o átomo desse elemento supondo que os elétrons das ligações covalentes e dativas se transferissem totalmente do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo, como se fosse uma ligação iônica.

Elementos com nox fixo em seus compostos
metais alcalinos (+1)
metais alcalino-terroso (+2)
alumínio (+3)
prata (+1)
zinco (+2)

O oxigênio é o mais eletronegativo de todos os elementos, exceto o flúor. O oxigênio tem nox negativo em todos os seus compostos, exceto quando ligado ao flúor.
Na grande maioria de seus compostos, o oxigênio tem nox = -2. Nos peróxidos (grupo -O-O-) o oxigênio tem nox = -1.
O hidrogênio é menos eletronegativo que todos os não-metais e semimetais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox positivo e sempre igual a +1.
O hidrogênio é mais eletronegativo que os metais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox negativo e sempre igual a -1.

A soma dos nox de todos os átomos de:

• uma molécula é igual a zero.
• um íon composto é igual à carga do íon.

O nox de qualquer elemento sob forma de substância simples é igual a zero.
O nox máximo de um elemento é igual ao número do grupo onde está o elemento na Tabela Periódica, com exceção dos elementos do Grupo VIIIB.
O nox mínimo é igual a (número do grupo - 8),no caso de o elemento ser um não-metal ou um semimetal.

Resumindo: Para saber qual é o NOX de um átomo dentro de uma molécula, devemos seguir algumas regras:

1 – Todos os metais alcalinos, hidrogênio (H) e prata (Ag) terão nox +12 – Metais alcalinos terrosos, zinco (Zn) -> nox +23 – Alumínio (Al) -> nox +34 – Oxigênio (em qualquer parte da molécula) -> nox -25 – calcogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da fórmula!) -> nox -26 – halogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da fórmula!) -> nox -17 – Íons compostos -> nox igual a carga do íon (por exemplo, PO₄^-3 terá NOX -3)8 – Soma de todos os NOX de uma molécula sempre será ZERO.9 – Soma do NOX em íon sempre será a própria carga do íon.10 – Elementos isolados e substâncias simples -> nox ZERO.

Nox e valência - O nox de um elemento na forma de um íon monoatômico é igual à sua eletrovalência. O nox de um elemento na forma de molécula ou de íon composto não é obrigatoriamente igual à sua valência. A valência, nesses casos, é dada pelo número de ligações covalentes e dativas. Cada ligação covalente conta como uma unidade de valência, e cada ligação dativa, como duas unidades de valência.

Fonte:

http://www.infoescola.com/quimica/numero-de-oxidacao-nox/

Fórmulas Moleculares, Eletrônicas e Estruturais

Fórmula química representa o número e o tipo de átomos que constituem uma molécula. Os tipos de fórmulas são: molecular, eletrônica e estrutural plana. 

a) Molecular: é a representação mais simples e aponta apenas quantos átomos de cada elemento químico que constitui a molécula. 

Exemplos: H₂O (água), CO₂ (gás carbônico). 

b) Eletrônica: essa fórmula indica os elétrons da camada de valência de cada átomo e a formação dos pares eletrônicos, e também os elementos e o número de átomos envolvidos. É conhecida também como fórmula de Lewis.  são representações dos pares de elétrons das ligações covalentes entre todos os átomos da molécula, bem como dos elétrons das camadas da valência que não participam das ligações covalentes. 

Exemplo: H• •O• •H (água). 


 

c) Estrutural plana: indica as ligações entre os elementos, cada par de elétrons entre os átomos é representado por um traço. Conhecida também como fórmula estrutural de Couper. 


Exemplos: 
H – O – H                                  O = C = O água                                        gás carbônico 

Observe que o par de elétrons pode ser compartilhado:



Um exemplo de ligação tripla: 
N ≡ N gás nitrogênio 

Fonte:

http://www.brasilescola.com/quimica/formulas-quimicas.htm

http://www.passeiweb.com/na_ponta_lingua/sala_de_aula/quimica/quimica_geral/ligacoes_quimicas/ligacoes_quimicas_aula_2

Ligações Químicas

São as ligações entre átomos. 

Os átomos ligam-se uns aos outros e formam as moléculas. 

Essas diferentes composições formam os compostos químicos

É impossível se pensar em átomos como os constituintes básicos da matéria sem se pensar em ligações químicas. Afinal, como podemos explicar que porções tão limitadas de matéria, quanto os átomos, possam formar os corpos com que nos deparamos no mundo macroscópico do dia-a-dia. Também é impossível se falar em ligações químicas sem falarmos em elétrons. Afinal, se átomos vão se unir uns aos outros para originar corpos maiores, nada mais sensato do que pensar que estes átomos entrarão em contato entre si. Quando dois átomos entram em contato, o fazem a través das fronteiras das suas eletrosferas, ou seja, de suas últimas camadas. Isso faz pensar que a última camada de um átomo é a que determina as condições de formação das ligações químicas.

Há três tipos de ligações químicas:

• Ligação Iônica – perda ou ganho de elétrons
• Ligação Covalente – compartilhamento de elétrons (normal ou dativa)
• Ligação Metálica – átomos neutros e cátions mergulhados numa “nuvem eletrônica” ou “mar de elétrons”.  

Estes tipos de ligações são chamados de Ligações Intramoleculares, porque acontecem fora da molécula.

As ligações que acontecem dentro da molécula são chamadas de Ligações ou Interações Intermoleculares, que são as Pontes de Hidrogênio, Forças de London e Dipolo-dipolo.

Resumindo:

LIGAÇÃO INTRAMOLECULAR	- iônica - covalente (normal ou dativa) - metálica
LIGAÇÃO INTERMOLECULAR	- pontes de hidrogênio - forças de London, dipolo induzido ou forças de Van der Waals - dipolo-dipolo ou dipolo permanente

Ligação Iônica

Como o próprio nome já diz, a ligação iônica  ocorre com a formação de íons. A atração entre os átomos que formam o composto é de origem eletrostática. Sempre um dos átomos perde elétrons, enquanto o outro recebe. O átomo mais eletronegativo arranca os elétrons do de menor eletronegatividade. Ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio.

• átomo com facilidade para liberar os elétrons da última camada: metal
• átomo com facilidade de adicionar elétrons à sua última camada: não metal

A ligação iônica ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio. Num composto iônico, a quantidade de cargas negativas e positivas é igual.

A ligação entre o sódio (₁₁Na) e o cloro (₁₇Cl) é um exemplo característico de ligação iônica. Observe a distribuição dos elétrons em camadas para os dois elementos:

Na   2 - 8 - 1        Cl   2 - 8 - 7

Para o cloro interessa adicionar um elétron à sua última camada, completando a quantidade de oito elétrons nela. Ao sódio interessa perder o elétron de sua camada M, assim a anterior passará a ser a última, já possuindo a quantidade necessária de elétrons. Na representação da ligação, utilizamos somente os elétrons da última camada de cada átomo. A seta indica quem cede e quem recebe o elétron. Cada elétron cedido deve ser simbolizado por uma seta. Esta representação é conhecida por fórmula eletrônica ou de Lewis.

O sódio possuía inicialmente 11 prótons e 11 elétrons. Após a ligação, a quantidade de prótons não se altera e a de elétrons passa a ser 10. O cloro que inicialmente possuía 17 prótons e 17 elétrons, tem sua quantidade de elétrons aumentada de uma unidade após a ligação. Com isso o sódio se torna um íon de carga 1+ e o cloro 1-. A força que mantém os dois átomos unidos é de atração elétrica, ou seja, uma ligação muito forte. Como foram utilizados um átomo de cada tipo, a fórmula do composto será NaCl.

Obs: Quando um sólido iônico se dissolve na água, o retículo cristalino se desmancha e os íons ficam livres. Esse fenômeno faz com que soluções aquosas de substâncias iônicas sejam boas condutoras de eletricidade. Por isso, soluções desse tipo são chamadas de soluções iônicas ou eletrolíticas. As substâncias que dissolvidas em água, originam soluções iônicas são chamadas de eletrólitos.

De maneira análoga podemos observar a ligação entre o flúor (₉F)  e o alumínio (₁₃Al). O alumínio perde os três elétrons de sua última camada, pois a penúltima já possui os oito elétrons necessários. Como o átomo de flúor possui 7 elétrons em sua última camada, precisa de apenas mais um elétron. São necessários três átomos de flúor para acomodar os três elétrons cedidos pelo alumínio.

De maneira análoga ao exemplo anterior, ocorre a formação de íons positivo e negativo devido a quebra do equilíbrio entre as quantidades de prótons e elétrons nos átomos. O alumínio passa a ser um íon de carga 3+ e o fluor 1-. A fórmula do composto será AlF₃.

Ligação covalente simples

É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam adicionar elétrons em suas últimas camadas. Somente o compartilhamento é que pode assegurar que que estes átomos atinjam a quantidade de elétrons necessária em suas últimas camadas. Cada um dos átomos envolvidos entra com um elétron para a formação de um par compartilhado, que a partir da formação passará a pertencer a ambos os átomos. Ocorre entre não metais e não metais, não metais e hidrogênio e entre hidrogênio e hidrogênio:

O hidrogênio possui somente uma camada contendo um único elétron, compartilhando 1 elétron, atinge a quantidade necessária para a camada K, que é de dois elétrons. Os elétrons compartilhados passam a ser contados para as eletrosferas dos dois átomos participantes da ligação.

Na molécula de nitrogênio ocorrem três ligações covalentes entre os dois átomos.

₇N   2 - 5

Estas três ligações garantem que os dois átomos de nitrogênio atinjam a quantidade de oito elétrons nas suas últimas camadas. A ligação covalente entre dois átomos iguais é dita apolar, pois nela os elétrons são compartilhados de maneira igual, nenhum dos átomos tem mais força que o outro para atrair o elétron para si.

http://cost.georgiasouthern.edu/chemistry/general/molecule/polar.htm

A molécula de CO₂ é formada por dois átomos de oxigênio e um de carbono unidos através de ligações covalentes.

₆C   2 - 4                ₈O   2 - 6

O átomo de carbono compartilha 4 elétrons e cada átomo de carbono 2, garantindo assim que ambos atinjam os oito elétrons nas últimas camadas.

Como a ligação é entre átomos diferentes e com diferentes eletronegatividades, a ligação é dita polar pois o átomo de oxigênio atrai para si mais fortemente os elétrons compartilhados. 

Além da fórmula eletrônica, os compostos covalentes podem ser representados pela fórmula estrutural, onde cada par compartilhado é representado por um traço. Ex.: H - H, O = C = O.

Uma ligação covalente unindo dois átomos é dita simples. O conjunto de duas ligações unindo dois átomos é dito dupla ligação. O conjunto de rês ligações unindo dois átomos é dito tripla ligação. 

Ligação covalente dativa ou coordenada

A existência de algumas moléculas não pode ser explicada simplesmente através da ligação covalente simples. Para estes casos foi formulada a teoria da ligação covalente coordenada. Neste tipo de ligação, um dos átomos que já estiver com última camada completa entra com os dois elétrons do par compartilhado. Este par de elétrons apresenta as mesmas características do da ligação covalente simples, a única diferença é a origem dos elétrons, que é somente um dos átomos participantes da ligação. Os elétrons do par passam a pertencer a ambos os átomos participantes. A ligação covalente coordenada é representada por uma seta que se origina no átomo doador e termina no átomo receptor.

Dadas as distribuições eletrônicas em camadas para os átomos de ₁₆S e ₈O.

S   2 - 8 - 6              O   2 - 6

Compartilhando dois elétrons através de ligações covalentes simples, ambos os átomos atingem os oito elétrons na última camada.

No entanto, esta molécula ainda pode incorporar ainda um ou dois átomos de oxigênio. Tal fato só pode ser explicado se o enxofre utilizar um ou dois pares de elétrons não envolvidos em ligações para formar um ou dois pares dativos com o oxigênio.

Outra molécula que não pode ser explicada somente com a ligação covalente simples é a de CO₂. O interessante desta molécula é que a ligação covalente dativa ocorre do átomo mais eletronegativo (O) para o menos eletronegativo (C).

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Ligação metálica

É o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de metais. Os átomos dos elementos metálicos apresentam forte tendência a doarem seus elétrons de última camada. Quando muitos destes átomos estão juntos num cristal metálico, estes perdem seus elétrons da última camada. Forma-se então uma rede ordenada de íons positivos mergulhada num mar de elétrons em movimento aleatório. Se aplicarmos um campo elétrico a um metal, orientamos o movimento dos elétrons numa direção preferencial, ou seja, geramos uma corrente elétrica.

➢ A regra do octeto não explica a ligação metálica

Propriedades dos metais
a) Brilho característico;
b) Alta condutividade térmica e elétrica;
c) Altos pontos de fusão e ebulição;
d) Maleabilidade (fáceis de transformar em lâminas);
e) Ductibilidade (fáceis de transformar em fios);
f) Resistência à tração (o que permite, por exemplo, utilizar metais como o ferro – sob a forma
de aço – em cabos de elevadores);

Resumindo:

Fonte:
http://www.soq.com.br/conteudos/em/ligacoesquimicas/
http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/ligaquim.htm
http://www.fisica.net/quimica/resumo3.htm