Ligações químicas

Por que átomos formam estruturas ligadas?

Uma ligação química corresponde a uma organização de núcleos e elétrons que mantém átomos associados. Sua formação a partir dos constituintes separados pode diminuir a energia do sistema. Romper uma ligação, por sua vez, exige fornecer energia. Para interpretar um material, interessa identificar como as cargas se organizam e quais partículas podem se mover.

Os modelos iônico, covalente e metálico explicam situações características. Eles não são caixas absolutamente separadas: ligações reais podem apresentar diferentes graus de caráter iônico e covalente. A diferença de eletronegatividade é uma pista, mas não constitui, sozinha, uma fronteira universal entre os tipos de ligação.

Elétrons de valência e limites do octeto

Os elétrons externos têm papel importante na formação de ligações. A regra do octeto descreve muitas estruturas estáveis de elementos representativos como arranjos com oito elétrons na camada de valência. O hidrogênio é tratado pelo dueto, com dois elétrons.

Na molécula H₂, por exemplo, cada hidrogênio contribui com um elétron para o par compartilhado. Cada núcleo fica associado aos dois elétrons da ligação: há dueto, nunca octeto. Nos elementos representativos, a posição na tabela ajuda a prever comportamentos: muitos metais formam cátions ao perder elétrons; ametais frequentemente ganham ou compartilham elétrons. Essas tendências ajudam a propor estruturas, mas não substituem a análise do composto.

Essa regra organiza previsões simples, mas não explica toda a estabilidade química. Existem moléculas deficientes em elétrons, como BF₃, espécies com número ímpar de elétrons e estruturas que não cabem no octeto elementar. O critério físico é a energia do conjunto; átomos não possuem uma vontade de completar oito elétrons. A regra deve ser usada com suas condições e exceções.

Ligação iônica: atração entre íons

Na formação de compostos como o cloreto de sódio, a contagem de elétrons permite representar Na⁺ e Cl⁻. A ligação iônica é a atração eletrostática entre cargas opostas. A transferência de elétrons ajuda a explicar a formação dos íons, mas não é a própria definição da força que os mantém associados.

No sólido, esses íons compõem um retículo tridimensional. A fórmula NaCl informa a proporção de um cátion para um ânion; não identifica pequenas moléculas independentes espalhadas pelo cristal. Muitos compostos iônicos apresentam temperaturas de fusão elevadas, porque separar suficientemente seus constituintes exige vencer atrações intensas.

No sólido ideal, os íons não têm mobilidade para transportar corrente através do material. Quando o composto está fundido, os íons podem se deslocar. Uma solução aquosa também pode conduzir se houver quantidade suficiente de íons móveis. Isso não significa que todo sal se dissolva muito em água: solubilidade e natureza iônica são questões relacionadas, mas distintas.

Exemplo: construir uma fórmula iônica

Considere íons Al³⁺ e O²⁻. Um de cada produziria carga total +1, portanto essa proporção não representa um composto neutro. O menor total positivo igual ao negativo é seis: dois alumínios fornecem +6 e três oxigênios fornecem −6. A fórmula é Al₂O₃.

A conferência é $2\times(+3)+3\times(-2)=0$. Os índices mostram a menor proporção inteira, e não uma reação já balanceada. Se o cátion e o ânion fossem Ca²⁺ e O²⁻, a fórmula seria CaO, pois a proporção 1:1 já neutraliza as cargas. Não seria necessário manter índices 2 e 2.

Ligação covalente e estruturas de Lewis

Em uma ligação covalente, a densidade eletrônica compartilhada contribui para manter os núcleos associados. Nas representações de Lewis, um traço representa um par compartilhado. Ligações simples, duplas e triplas correspondem, nessa contagem, a um, dois e três pares ligantes.

Para a água, o oxigênio fornece seis elétrons de valência e os dois hidrogênios fornecem mais dois. Os oito elétrons são distribuídos em duas ligações O–H e dois pares não ligantes no oxigênio. Cada hidrogênio fica associado a dois elétrons, e o oxigênio a oito. Esses pares não ligantes serão essenciais para prever a geometria.

Nem toda substância covalente é formada por moléculas discretas. O diamante apresenta uma rede de átomos de carbono ligados covalentemente. Por isso, a frase “substâncias covalentes sempre têm baixa temperatura de fusão” é incorreta. É preciso distinguir sólidos moleculares de redes covalentes antes de comparar suas propriedades.

Exemplo: comparar energias de ligação

Considere um problema que fornece energias médias de 390 kJ/mol para N–H e 320 kJ/mol para P–H. Romper um mol das ligações N–H consideradas exige 70 kJ a mais que romper um mol das ligações P–H consideradas. Nesse modelo, a ligação N–H é mais difícil de romper.

NH₃ e PH₃ têm três ligações com hidrogênio por molécula. Usando os valores médios fornecidos, estimamos $3\times390=1170$ kJ para separar em átomos um mol de NH₃ gasoso, contra $3\times320=960$ kJ para um mol de PH₃ gasoso. A diferença estimada é 210 kJ por mol de moléculas. Não confunda um mol de moléculas com um mol de ligações.

A comparação caracteriza o custo de ruptura neste modelo; ela não basta para prever a espontaneidade ou a velocidade de qualquer reação entre essas substâncias. Uma reação também forma novas ligações, e sua análise exige considerar reagentes, produtos e condições. Energias médias são aproximações: o ambiente químico influencia cada ligação, e dissociações sucessivas não precisam ter o mesmo custo.

Ligação metálica e condução

No modelo metálico, os núcleos e elétrons internos formam centros positivos associados a elétrons de valência deslocalizados. Esses elétrons pertencem ao conjunto do material, sem ficar restritos a um único par de átomos.

A mobilidade eletrônica ajuda a explicar a condução elétrica dos metais no estado sólido. O caráter não localizado da ligação também permite deformações sem necessariamente separar o material, contribuindo para maleabilidade e ductilidade. Isso contrasta com muitos cristais iônicos, que podem fraturar quando o deslocamento de camadas aproxima cargas de mesmo sinal.

Os elétrons móveis também contribuem para transportar energia térmica das regiões mais quentes às mais frias; as vibrações do retículo participam desse transporte. O brilho metálico está associado à interação dos elétrons do material com a luz incidente e à reflexão de parte dessa luz. Não é preciso derreter o metal para que esses processos ocorram. A intensidade da condução e a aparência dependem do material e de sua superfície: uma camada de óxido, por exemplo, pode alterar o brilho observado.

Evitar classificações automáticas

Continue em geometria molecular e polaridade e forças intermoleculares, distinguindo as ligações internas das interações entre moléculas.