Ligações químicas

Ideia centralÁtomos se ligam para adquirir estabilidade.

São conhecidos 118 elementos químicos, e em torno de 90 desses existem naturalmente na natureza, mas existem bem mais de 90 substâncias químicas no universo. (Diria até que existem mais de cem.) Não dá pra fazer tanta substância assim usando só os mesmos átomos separados.

Essa diversidade de substâncias existe porque esses átomos se ligam, ou seja, se mantêm unidos quimicamente de alguma maneira: seja em grupos de átomos ou em grandes conjuntos tridimensionais.

As ligações químicas ocorrem naturalmente, então são processos que, de alguma forma, favorecem os átomos que participam deles. É como se os átomos envolvidos “gostassem” ou “preferissem” se ligar.1 Essa “preferência” pode ser interpretada como um aumento na estabilidade dos átomos envolvidos na ligação. Os dois átomos separados não formam um sistema tão estável, e ao se ligarem eles se estabilizam mutuamente.

Essa estabilidade está associada à energia desses átomos. Quando a ligação acontece, certas interações entre eles são modificadas, especificamente interações eletrostáticas (atração e repulsão), que fazem com que a energia potencial do sistema diminua. Um abaixamento do nível de energia de um sistema está associado com uma maior estabilidade; processos que abaixem a energia de um sistema são considerados favoráveis, e a ligação química é um processo desse tipo.

Ideia centralExistem três tipos de ligações químicas entre átomos: iônica, covalente e metálica.

As ligações químicas que observamos nas substâncias são classificadas em algum dos seguintes tipos: iônica, covalente e metálica.

A ligação iônica envolve a presença de íons. Geralmente ocorre entre metais e não metais: os átomos do metal perdem elétrons, virando cátions, e os átomos do não metal ganham esses elétrons, virando ânions. Como os cátions têm carga positiva e os ânions têm carga negativa, existe uma imensa atração elétrica entre eles, estabilizando esses íons.

A ligação covalente envolve o compartilhamento de elétrons, e geralmente ocorre entre não metais. Esses elétrons ficam entre os núcleos dos átomos, gerando um conjunto de forças de atração que estabiliza esses átomos e os mantêm unidos.

A ligação metálica ocorre em metais (quem diria), e pode ser considerada como se entre os átomos do metal existisse um grande mar de elétrons livres, com alta mobilidade. As atrações entre esses elétrons livres e os átomos metálicos (agora com carga positiva) estabilizam o sistema.

Ideias centraisOs gases nobres são elementos bastante estáveis, cujos átomos não costumam formar ligações químicas. Todos os átomos de gases nobres têm oito elétrons de valência, exceto o hélio (que só tem dois).

Apesar das inúmeras substâncias químicas existentes, existem alguns elementos que dificilmente aparecem ligados a outros átomos: os gases nobres são elementos que têm uma reatividade extremamente baixa. Por isso, eles não são encontrados na natureza ligados a outros átomos3 (nem a eles mesmos). Em vez de formarem íons ou moléculas, os gases nobres são formados por átomos isolados.

Gases nobres não costumam fazer ligações químicas por terem alta energia de ionização e afinidade eletrônica negativa.4 Ou seja, não é fácil eles perderem elétrons (a alta EI torna isso difícil) e eles não são favoráveis a receberem elétrons (a AE negativa diz que eles teriam que receber energia para que isso acontecesse). Isso faz com que os gases nobres sejam considerados uma “referência” de estabilidade. E essa estabilidade está associada ao arranjo dos elétrons dos gases nobres.

Os elétrons envolvidos numa ligação química tipicamente são os elétrons da última camada eletrônica ocupada. Essa camada é chamada camada de valência (e seus elétrons, elétrons de valência).

Quase todos os gases nobres têm oito elétrons de valência. A presença de oito elétrons de valência é chamada de octeto eletrônico (ou, simplesmente, octeto). A única exceção é o hélio, que tem dois elétrons de valência (por ter exatamente dois elétrons); nesse caso, falamos em dueto.

Átomos de vários elementos químicos, ao se ligarem a outros átomos, acabam ganhando, perdendo ou compartilhando elétrons, de forma a ficarem com a mesma configuração eletrônica do gás nobre mais próximo na tabela periódica — ou seja, oito elétrons de valência (ou dois, se o gás nobre mais próximo for o hélio). Esse comportamento é comumente conhecido como regra do octeto.

Como as ligações envolvem os elétrons de valência, é útil mostrá-los em diagramas e fórmulas químicas. Usamos uma representação às vezes chamada de símbolos de Lewis, em referência ao químico americano Gilbert Lewis, que foi responsável por propor o modelo básico de ligação química que estudaremos neste capítulo. Nela, os elétrons de valência são representados por pequenos pontos ou bolinhas ao redor do símbolo do elemento. Para os primeiros quatro elétrons de valência, eles são colocados sozinhos, um em cada lado (cima, baixo, esquerda ou direita); do quinto elétron em diante, eles são colocados formando pares com algum dos quatro primeiros elétrons. Como exemplo, estes são os símbolos de Lewis para os elementos do 2º período:

\[\ce{Li\cdot}\quad \ce{\cdot Be\cdot}\quad \ce{\cdot \overset{\displaystyle\cdot}{B}\cdot}\quad \ce{\cdot \overset{\displaystyle\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot}{C}}\cdot}\quad \ce{\cdot \overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot}{N}}\cdot}\quad \ce{\cdot \overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}}\cdot}\quad \ce{:\!\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{F}}\cdot}\quad \ce{:\!\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{Ne}}\!:}\]

Nós vamos discutir as ligações químicas dando destaque aos elementos representativos, aqueles que ficam nos grupos “das pontas” da tabela periódica (grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18). E uma correlação bastante útil para elementos representativos é que o número do grupo do elemento dá uma pista de quantos elétrons de valência o elemento tem (Tabela 7.1).7

Ideias centraisNa ligação iônica, átomos perdem ou ganham elétrons, se transformando em cátions ou ânions, respectivamente. Esses íons se mantêm unidos por atração eletrostática. Substâncias iônicas são formadas por um aglomerado de vários íons, chamado de retículo cristalino.

Em substâncias que têm ligação iônica, as partículas que fazem a ligação são íons. (Uau.) Na estrutura de um composto iônico5 existem íons positivos (cátions) e íons negativos (ânions).

Os ânions costumam ser de não metais (exceto gases nobres), porque esses elementos costumam ter entre quatro e sete elétrons de valência quando estão neutros, e tendem a ganhar mais elétrons por terem alta afinidade eletrônica. Os cátions costumam ser de metais, porque eles costumam ter entre um e quatro elétrons de valência quando estão neutros, e como têm baixas energias de ionização, têm grande tendência a perderem esses elétrons.

Por exemplo, o cloreto de sódio é uma substância iônica formada pelos elementos sódio e cloro. O sódio é um metal com um elétron de valência, e o cloro é um não metal com sete elétrons de valência. O sódio tem baixa energia de ionização, então seu elétron de valência não é tão atraído pelo núcleo; o cloro tem uma alta afinidade eletrônica, o que indica que receber um elétron novo é algo bem favorável pra ele.

Se considerarmos apenas um átomo de Na e um átomo de Cl, poderíamos considerar que a ligação iônica ocorre com o átomo de Na perdendo um elétron, que é recebido pelo átomo de Cl. O cloro passa a ficar com oito de elétrons na sua camada de valência, a camada M. O sódio, que tinha um elétron de valência na camada M, perdeu esse elétron, e por causa disso, a camada de valência agora passa ser a camada L, que tem oito elétrons. Assim, ambos os elementos atingem o octeto.

Podemos representar essas movimentações de elétrons assim:18

\[\ce{Na\cdot} + \ce{\cdot\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{Cl}}\!:} \rightarrow \left[\ce{Na}\right]^+ + \left[\ce{:\!\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{Cl}}\!:}\right]^-\]

Esse processo pode ser considerado uma transferência de elétrons do átomo de sódio para o átomo de cloro, formando um par iônico. Só essa transferência, sozinha, não seria lá grande coisa. Quando se reage a substância sódio (que existe na forma de átomos Na) com a substância cloro (na forma de moléculas Cl₂), não existe só um átomo transferindo elétron pra outro. O que torna possível a formação da substância cloreto de sódio é que acontece um monte dessas transferências: vários átomos de sódio perdem elétrons, que são recebidos por vários átomos de cloro. O resultado é um monte de cátions Na⁺ e um monte de ânions Cl⁻ que, por terem cargas opostas, se atraem loucamente, formando uma estrutura gigantesca cheia de íons positivos e negativos alternados, chamada de retículo cristalino (Figura 7.2F1).

Essa estrutura é algo bastante estável por causa dessa imensa atração eletrostática entre cátions e ânions. Por isso, substâncias iônicas são sólidas à temperatura ambiente, e têm altos pontos de fusão: os íons ficam tão atraídos pelos outros que mal conseguem se mexer, permanecendo praticamente em posições fixas, algo característico de sólidos. O cloreto de sódio, por exemplo, que está presente no nosso sal de cozinha, derrete a 801°C.

Fórmula unitária

Como as substâncias iônicas têm estruturas formadas por um monte de íons juntos, não dá pra considerar que haja moléculas nelas. Ou seja, a fórmula de uma substância iônica não indica a constituição de um único pequeno grupo fechadinho de átomos. O que se observa nas estruturas iônicas é um padrão de repetição comum, que dá pra ser deduzido a partir dos elementos que formam ela, e a partir daí podemos definir uma fórmula chamada fórmula unitária ou fórmula iônica.

Por exemplo, vimos que o cloreto de sódio é formado porque, na menor escala possível, um átomo de sódio perde um elétron para um átomo de cloro. Isso acontece com vários e vários átomos de sódio e de cloro, mas basicamente, a menor proporção entre sódio e cloro no cloreto de sódio é essa: cada íon Na⁺ tem um íon Cl⁻ correspondente.

Mas em outros casos, não é só um elétron envolvido entre os dois íons. Existem átomos que vão perder ou ganhar dois, três ou mais elétrons. E aí nem sempre apenas um cátion e apenas um ânion formarão um conjunto neutro. Para isso, temos a fórmula unitária: ela mostra qual é a menor proporção entre os íons envolvidos numa ligação iônica.8

Por exemplo, o cloreto de magnésio é uma substância iônica formada por magnésio e cloro. O magnésio é um metal do grupo 2, portanto tem dois elétrons de valência, e tende a perder esses elétrons na ligação. O cloro, como já vimos, tem sete elétrons de valência, então tende a ganhar mais um. Se juntarmos apenas um átomo de magnésio com um de cloro, apenas o cloro vai atingir o octeto. É necessário um segundo átomo de cloro para que o magnésio fique estável nessa ligação:

\[\ce{\cdot Mg\cdot} \quad \begin{matrix} \ce{\cdot\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{Cl}}:}\\ \ce{\cdot\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{Cl}}:}\end{matrix} \Rightarrow \left[\ce{Mg}\right]^{2+} \begin{matrix} \left[\ce{:\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{Cl}}:}\right]^-\\ \left[\ce{:\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{Cl}}:}\right]^- \end{matrix} \Rightarrow \left[\ce{Mg}\right]^{2+} \left[\ce{:\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{Cl}}:}\right]_2^- \Rightarrow \ce{{fórmula unitária: }}\boldsymbol{\ce{MgCl2}}\]

Então, nesse caso, pra que todo mundo fique estabilizado ao máximo nessa ligação, cada átomo de magnésio precisa de dois átomos de cloro. No composto final, vai ter um monte de Mg²⁺ e um monte de Cl⁻, mas sempre nessa proporção de um Mg²⁺ para cada dois Cl⁻, que é expressa como a fórmula unitária dessa substância: MgCl₂.

Mais um caso: o mineral alumina, importante na extração do alumínio metálico, é constituído por óxido de alumínio, uma substância iônica formada por alumínio e oxigênio. O alumínio tem três elétrons de valência, o oxigênio tem seis. Não dá pra obter um conjunto neutro de íons de alumínio e de oxigênio com apenas um de cada; cada Al vai perder três elétrons e cada oxigênio vai ganhar dois. \[\begin{matrix} \ce{\cdot \overset{\displaystyle\cdot}{Al}\cdot} \\ \ce{\cdot \overset{\displaystyle\cdot}{Al}\cdot} \end{matrix} \quad \begin{matrix}\ce{\cdot\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}}\cdot} \\ \ce{\cdot\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}}\cdot} \\ \ce{\cdot\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}}\cdot} \end{matrix} \Rightarrow \left[\ce{Al}\right]^{3+}_2 \left[\ce{:\!\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}}\!:}\right]^{2-}_3 \Rightarrow \ce{{fórmula unitária: }} \boldsymbol{\ce{Al2O3}}\] Então, na estrutura da alumina, apesar de existirem trocentos Al³⁺ e trocentos O²⁻, mesmo que a gente não saiba o número exato deles, nós sabemos que para cada dois Al³⁺ vai haver três O²⁻, por isso a fórmula do óxido de alumínio é Al₂O₃.

Por convenção, o cátion sempre é escrito antes do ânion numa fórmula iônica. Então, para os exemplos já vistos, as fórmulas “ClNa”, “Cl₂Mg” e “O₃Al₂” não seriam recomendadas.

Se a gente já sabe os íons e as cargas envolvidas numa ligação iônica, existe um jeito prático de descobrir qual a fórmula unitária. Basta inverter as cargas, na forma de índices, e simplificá-las se elas tiverem um divisor comum. Alguns exemplos:

• substância com os íons K⁺ e S²⁻: \[\ce{K^{\color{Cyan}{1}+} S^{\color{Orange}{2}-} ->[{o 1 do K vira índice do S}][{e o 2 do S vira índice do K}] K_{\color{Orange}{2}}S_{\color{Cyan}{1}} ->[{escondemos o índice 1}]} \boldsymbol{\ce{K2S}}\]
• substância com os íons Ca²⁺ e O²⁻: \[\ce{Ca^{\color{Cyan}{2}+} O^{\color{Orange}{2}-} ->[{o 2 do Ca vira índice do O}][{e o 2 do O vira índice do Ca}] Ca_{\cancel{\color{Orange}{2}}}O_{\cancel{\color{Cyan}{2}}} ->[{os índices} \color{Orange}{2} e \color{Cyan}{2} {são múltiplos de 2,}][{simplificamos dividindo ambos por 2}]} \boldsymbol{\ce{CaO}}\]
• substância com os íons Pb⁴⁺ e O²⁻: \[\ce{Pb^{\color{Cyan}{4}+} O^{\color{Orange}{2}-} ->[{o 4 do Pb vira índice do O}][{e o 2 do O vira índice do Pb}] Pb_{\cancel{\color{Orange}{2}}}O_{\cancelto{2}{\color{Cyan}{4}}} ->[{os índices} \color{Orange}{2} e \color{Cyan}{4} {são múltiplos de 2,}][{simplificamos dividindo ambos por 2}]} \boldsymbol{\ce{PbO2}}\]

Com base nos elétrons de valência, podemos ter uma ideia dos íons comuns dos elementos representativos: os metais alcalinos formam cátions com carga 1+, os metais alcalinoterrosos formam cátions com carga 2+, os calcogênios formam ânions com carga 2−, e os halogênios formam ânions com carga 1−. Esses íons, e mais alguns, estão dispostos na Figura 7.3F3. Nem todos os íons mostrados nela seguem o octeto eletrônico, mas apesar disso, são comuns (isso reforça que a “regra do octeto” é uma boa simplificação).

Vimos no Capítulo 5 que existem íons poliatômicos, formados por vários átomos; por exemplo: NO₃⁻, NH₄⁺, SO₄²⁻.9 Existem, portanto, compostos iônicos que têm íons desse tipo. É possível determinar fórmulas unitárias da mesma maneira que acabamos de ver, mas é importante tomar alguns cuidados: caso o íon poliatômico apareça mais de uma vez na fórmula, ele deve ser cercado por parênteses, e sua quantidade deve ir fora deles; os índices presentes na fórmula do íon (por exemplo, o 3 em NO₃⁻) não são envolvidos em eventuais simplificações feitas para garantir a menor proporção de íons. Alguns exemplos:

• substância com os íons Ca²⁺ e NO₃⁻: \[\ce{Ca^{\color{Cyan}{2}+} NO3^{\color{Orange}{1}-} ->[{o 2 do Ca vira índice do} NO3][{e o 1 do} NO3 {vira índice do Ca}] Ca_{\color{Orange}{1}}(NO3)_{\color{Cyan}{2}} ->[{escondemos o índice 1}]} \boldsymbol{\ce{Ca(NO3)2}}\]
• substância com os íons Na⁺ e SO₄²⁻: \[\ce{Na^{\color{Cyan}{1}+} SO4^{\color{Orange}{2}-} ->[{o 1 do Na vira índice do} SO4][{e o 2 do} SO4 {vira índice do Na}] Na_{\color{Orange}{2}}(SO4)_{\color{Cyan}{1}} ->[{escondemos o índice 1 e os parênteses}][{e não mexemos no 4 do} SO4]} \boldsymbol{\ce{Na2SO4}}\]

Propriedades de substâncias iônicas

Como as substâncias iônicas são formadas por várias partículas carregadas, elas tipicamente são sólidas à temperatura ambiente (Figura 7.4). Isso se deve à imensa atração elétrica entre os cátions e ânions, que mantém todos eles bem organizados em posições praticamente fixas. Também por isso, os compostos iônicos têm altos pontos de fusão e de ebulição (Tabela 7.2F6), porque para sair do estado sólido é preciso fornecer muito calor para que os íons se separem.

*se decompõe

Fonte: CRC Handbook of Chemistry and Physics. 89. ed. Boca Raton: CRC Press/Taylor and Francis, 2009

Substâncias iônicas também podem conduzir eletricidade, mas não no estado sólido; só no estado líquido, ou quando estão dissolvidas em água. Assim, se você tentar passar eletricidade através de um punhado de sal de cozinha sólido, você não vai conseguir, mas se você dissolvê-lo em água (ou derretê-lo, mas isso exigiria uma temperatura maior que 800°C) aí você consegue passar eletricidade por ele (Figura 7.5F5). Isso acontece porque, no estado líquido ou dissolvidas em água, as substâncias iônicas ficam com seus íons separados, permitindo que eles se movam ordenadamente, conduzindo corrente elétrica.

Ideias centraisÁtomos unidos por ligação covalente compartilham pares de elétrons. Uma ligação simples envolve um par, uma ligação dupla envolve dois pares, e uma ligação tripla envolve três pares. Substâncias com ligação covalente podem formar moléculas ou redes covalentes.

Alguns átomos não se ligam por uma transferência de elétrons, mas sim por um compartilhamento de elétrons. Os átomos que vão se envolver na ligação se aproximam fisicamente, e começam a juntar parte das eletrosferas. Nesse processo, alguns elétrons se agrupam formando pares de elétrons compartilhados entre os dois átomos, que nós chamamos de ligações covalentes.

O exemplo mais básico de ligação covalente está presente nas moléculas de gás hidrogênio (H₂), formadas por dois átomos de hidrogênio (H) ligados entre si. Cada um desses átomos tem apenas um próton e um elétron, então vai ser mais tranquilo analisar esse sistema. Quando os dois átomos de H estão bem afastados, as interações entre eles são praticamente zero; nessa situação consideramos que a energia potencial desse sistema de dois átomos é zero.

Quando eventualmente esses átomos começam a se aproximar, o núcleo de um átomo começa a sofrer atração mútua com o elétron do outro átomo, e o mesmo acontece com o outro átomo; essas interações são favoráveis, e começam a baixar a energia potencial desses dois átomos. Quanto mais próximos os átomos, maiores ficam essas atrações, o que favorece essa aproximação… até que, por causa da proximidade, os dois núcleos começam a se repelir de maneira considerável, e isso perturba o sistema. Ao tentar aproximar mais os átomos, essa repulsão aumenta muito, a ponto de a energia potencial disparar, e isso não é bom. Então esses átomos se mantêm próximos numa distância especial, onde esse conjunto de atrações e repulsões (Figura 7.6F4) resulta num mínimo de energia potencial, o que maximiza a estabilidade desse sistema. Por isso a ligação covalente acontece (Figura 7.7F2).

A ligação covalente entre os átomos de hidrogênio envolve um elétron de cada átomo envolvido, formando um par de elétrons compartilhado, que fica posicionado entre os núcleos. Esse par de elétrons é considerado como pertencente aos dois átomos; ou seja, cada átomo de H dessa ligação passou a ter dois elétrons de valência, o que é coerente com a regra do octeto.

Usando os símbolos de Lewis, podemos resumir a formação da ligação covalente entre os dois átomos de hidrogênio: \[\ce{{H}\cdot} \quad \ce{\cdot {H}} \enspace \Rightarrow \enspace \ce{H\cdot\cdot\ H \enspace {ou} \enspace H:H} \enspace \Rightarrow \enspace \ce{H\bond{1}H}\] Como já vimos, cada ponto no diagrama acima indica um elétron, e a partir de agora, usaremos um traço entre os símbolos dos átomos para indicar um par de elétrons compartilhado entre esses átomos.

Esse tipo de ligação acontece em várias outras substâncias. Por exemplo, o gás cloro (Cl₂) é formado por moléculas com dois átomos de cloro. Separados, cada átomo de cloro tem sete elétrons de valência. Ao se ligarem, cada um “usa” um elétron, formando um par compartilhado.

\[\ce{:\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{Cl}}\cdot} \quad \ce{\cdot\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{Cl}}:} \enspace \Rightarrow \enspace \ce{:\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{Cl}}\cdot\cdot\ \overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{Cl}}: \enspace {ou} \enspace :\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{Cl}}:\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{Cl}}:} \enspace \Rightarrow \enspace \ce{:\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{Cl}}\bond{1}\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{Cl}}:} \enspace \Rightarrow \enspace \ce{Cl\bond{1}Cl}\]

Essa ligação covalente que envolve um par de elétrons compartilhado é chamada de ligação covalente simples.

Existem outros tipos de ligação covalente, que envolvem mais pares de elétrons. A molécula de oxigênio (O₂) tem uma ligação covalente dupla, que envolve dois pares de elétrons: \[\ce{:\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot}{O}}\cdot} \quad \ce{\cdot\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot}{O}}:} \enspace \Rightarrow \enspace \ce{:\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}::\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}:} \enspace \Rightarrow \enspace \ce{:\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}\bond{2}\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}:} \enspace \Rightarrow \enspace \ce{O\bond{2}O}\]

Já a molécula de nitrogênio (N₂) tem uma ligação covalente tripla, que envolve três pares de elétrons:

\[\ce{:\overset{\displaystyle\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot}{N}}\cdot} \quad \ce{\cdot\overset{\displaystyle\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot}{N}}:} \enspace \Rightarrow \enspace \ce{:N\ \vdots\vdots\ N: \enspace {ou} \enspace :N:::N:} \enspace \Rightarrow \enspace \ce{:{N}\bond{3}{N}:} \enspace \Rightarrow \enspace \ce{N\bond{3}N}\]

Perceba que em todos esses três casos, os átomos envolvidos atingiram o octeto eletrônico:

Uma observação interessante é que, essencialmente, a cada par de elétrons compartilhado que um átomo faz numa ligação covalente, a sua “contagem” de elétrons de valência aumenta em 1 (considerando que esses pares sejam formados por um elétron de cada átomo).

Quando átomos se unem por ligações covalentes, frequentemente eles formam moléculas, que são grupos com uma quantidade específica de átomos. A fórmula molecular mostra exatamente quantos átomos de cada elemento estão presentes numa molécula. Por exemplo, a conhecida fórmula da água, H₂O, é uma fórmula molecular, ou seja, cada molécula de água tem dois átomos do elemento hidrogênio (H) e um átomo do elemento oxigênio (O)6. Num certo tanto de água existem inúmeras dessas moléculas, mas cada uma tem essas exatas quantidades de H e O.

A questão é que uma fórmula molecular geralmente não mostra exatamente qual átomo está ligado a qual. Para isso, usamos dois tipos de fórmulas: fórmulas eletrônicas e fórmulas estruturais. As fórmulas eletrônicas mostram todos os elétrons de valência, estejam eles envolvidos em ligações ou não.

As fórmulas estruturais dão uma “limpada” na bagunça, identificando as ligações por traços: uma ligação simples é indicada por –, uma ligação dupla é indicada por =, e uma ligação tripla é indicada por ≡. Geralmente, os elétrons não envolvidos nas ligações são escondidos também, mas às vezes alguns ainda são deixados caso se queira reforçar algum aspecto da molécula relacionado a eles. Alguns exemplos estão na Tabela 7.3.

Para alguns elementos, são bem notáveis alguns padrões de ligação covalente que eles realizam na maioria das moléculas:

• o hidrogênio (grupo 1) tem 1 elétron de valência, então costuma fazer 1 ligação covalente (para ficar com 2 elétrons de valência)
• flúor, cloro, bromo e iodo (grupo 17) têm 7 elétrons de valência, então costumam fazer pelo menos 1 ligação covalente (que deixa eles com 8 elétrons de valência)
• o oxigênio (grupo 16) tem 6 elétrons de valência, então costuma fazer pelo menos 2 ligações covalentes (que deixam ele com 8 elétrons de valência)
• o nitrogênio (grupo 15) tem 5 elétrons de valência, então costuma fazer pelo menos 3 ligações covalentes (que deixam ele com 8 elétrons de valência)
• o carbono (grupo 14) tem 4 elétrons de valência, então faz 4 ligações covalentes (que deixam ele com 8 elétrons de valência)

Esse número típico de ligações covalentes costuma ser chamado de valência do elemento. Assim, dizemos que o hidrogênio e os halogênios são monovalentes, o oxigênio é divalente, o nitrogênio é trivalente e o carbono é tetravalente. Tecnicamente, a valência de um elemento é o número de ligações que ele pode fazer com átomos de hidrogênio (ou seja, número de ligações simples) em uma determinada substância.

Para os átomos que fazem mais que uma ligação covalente, elas podem ser feitas todas com átomos diferentes (na forma de ligações simples), ou podem ser feitas com um mesmo átomo (formando ligação dupla ou tripla). As possibilidades comuns de ligação covalente para estes elementos estão na Figura 7.9.

Isso significa que esses átomos só façam estritamente esses conjuntos de ligações? Não necessariamente.

O hidrogênio e o carbono, na imensa maioria das vezes, fazem exatamente uma e quatro ligações, respectivamente. Mas perceba que, para os elementos que pertencem aos grupos 15, 16 e 17, acabam sobrando pares de elétrons considerados pares isolados ou pares não ligantes (um para o N, dois para o O e três para F, Cl, Br e I). Esses elétrons podem ser utilizados em ligações covalentes um pouco diferentes do que vimos até então.

Ligação covalente coordenada

É possível que, depois de completar o octeto eletrônico fazendo ligações covalentes “comuns”, átomos como N, O e Cl façam ligações covalentes adicionais com mais átomos. Essas ligações envolvem os pares isolados desses átomos: em vez de a ligação envolver um elétron de cada átomo, essa ligação adicional envolve os dois elétrons do par isolado, que são compartilhados com o outro átomo envolvido. Esse tipo de ligação covalente pode ser considerado uma ligação simples (por envolver um par de elétrons), mas é comumente chamado de ligação covalente coordenada (antigamente, ligação covalente dativa).10

Por exemplo, o gás ozônio, importantíssimo nas altas camadas da atmosfera por filtrar grande parte da radiação ultravioleta vinda do sol, é formado por moléculas O₃. Um modelo para a estrutura da molécula de ozônio envolve uma ligação coordenada:

\[\ce{:\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}:\enspace :\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}:\enspace\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}}:} \quad \Rightarrow \quad \ce{:\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}::\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}: \enspace \overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}}:} \quad \Rightarrow \quad \ce{:\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}::\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}:\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}}:}\]

Os dois primeiros átomos de oxigênio (à esquerda e no centro) já atingiram o octeto, por terem feito uma ligação dupla; o átomo à direita ainda não. Para o terceiro átomo atingir o octeto, faltam dois elétrons. O átomo central tem dois pares isolados de elétrons; um deles é usado integralmente para fazer a ligação coordenada com o terceiro átomo. Essa ligação, apesar de fazer o terceiro átomo atingir o octeto, não afeta a “contagem” de elétrons do átomo central: ele continua com oito elétrons de valência.

Em fórmulas estruturais, a ligação coordenada pode ser representada por uma seta que sai do átomo “doador” do par isolado e aponta para o átomo “receptor”. Essa notação não é usada universalmente; a ligação coordenada pode ser representada por um traço, como uma ligação covalente simples (que ela tecnicamente é, por envolver um par de elétrons): \[\ce{O\bond{2}O\bond{->}O { ou } O\bond{2}O\bond{1}O}\]

Átomos que não seguem o octeto eletrônico

Para os não metais até o segundo período da tabela periódica, as ligações covalentes costumam acontecer de maneira bem comportada, como vimos até agora. Mas do terceiro período para baixo (e às vezes até mesmo no segundo período), os átomos não têm a necessidade de se comportar tão bem assim, e costuma-se ver casos onde o octeto eletrônico não é respeitado.

Alguns elementos não atingem o octeto mas formam moléculas estáveis tendo mais do que oito elétrons de valência. O fósforo e o enxofre são exemplos bem notáveis desse caso: o fósforo pode fazer cinco ligações covalentes (ficando com 10 elétrons de valência), e o enxofre pode fazer seis ligações (ficando com 12). Isso se deve tanto ao maior tamanho desses átomos, que permite esses números de ligações, mas também à disposição dos elétrons de valência desses átomos. Por exemplo, as moléculas de pentacloreto de fósforo (PCl₅) e hexafluoreto de enxofre (SF₆)11:

14

Apesar de elementos de um mesmo grupo terem propriedades químicas semelhantes, não existem as moléculas “correspondentes” NCl₅ ou OF₆: o nitrogênio e o oxigênio são pequenos demais para conseguirem suportar, de maneira estável, tantas ligações.

O tamanho é um fator tão relevante que permite até a síntese de algumas moléculas com átomos de gases nobres! O xenônio, por exemplo, é um dos não metais com maior raio atômico, e já foram produzidos em laboratório alguns compostos de xenônio, como XeF₂, XeF₄, XeF₆.

Já alguns elementos não atingem o octeto mas formam moléculas estáveis tendo menos do que oito elétrons de valência. O boro é um caso que forma moléculas estáveis apenas com seis elétrons de valência, como no trifluoreto de boro (BF₃):

Ainda existem também casos onde a molécula tem um número ímpar de elétrons de valência. Isso faz com que algum dos átomos tenha um elétron de valência não pareado. Moléculas com elétrons não pareados são chamadas de radicais livres ou simplesmente radicais, e costumam ser extremamente reativas, atacando outras moléculas para tentar formar alguma ligação que junte o elétron não pareado com outro, formando um par e estabilizando tudo. Alguns exemplos são o monóxido de nitrogênio (NO), o dióxido de nitrogênio (NO₂) e o dióxido de cloro (ClO₂):13

\[\ce{:\!\overset{\displaystyle\cdot}{N}\bond{2}\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}\!:} \quad \ce{:\!\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}}\bond{1}\overset{\displaystyle\cdot}{N}\bond{2}\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}\!:} \quad \ce{:\!\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}}\bond{1}\overset{\displaystyle\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{Cl}}\bond{1}\overset{\displaystyle\cdot\cdot}{\underset{\displaystyle\cdot\cdot}{O}}\!:}\]

Propriedades de substâncias com ligação covalente

Existem duas grandes classificações de substâncias que têm ligação covalente: substâncias moleculares e redes covalentes.

Substâncias moleculares são formadas por moléculas. Podem estar em qualquer estado físico à temperatura ambiente (Figura 7.13), já que isso depende dos átomos presentes na molécula e também do formato dela. Isso interfere nas interações entre as moléculas, como veremos no próximo capítulo.

Além disso, substâncias moleculares costumam ser péssimas condutoras de eletricidade, seja no estado sólido quanto no estado líquido.

Algumas outras substâncias são formadas por redes covalentes: elas não são feitas de moléculas individuais, mas sim de átomos ligados por ligações covalentes em várias direções. Por isso, substâncias assim frequentemente são sólidas com altos pontos de fusão. Exemplos notáveis são a grafite, o diamante natural (ambos constituídos apenas por átomos de carbono, C) e o quartzo (uma forma cristalina do dióxido de silício, SiO₂).15

A Tabela 7.4F7 mostra os pontos de fusão e ebulição de substâncias com ligação covalente.

*forma amorfa; substância com redes covalentes

Fonte: CRC Handbook of Chemistry and Physics. 89. ed. Boca Raton: CRC Press/Taylor and Francis, 2009

Ideias centraisMetais são tipicamente sólidos brilhantes, condutores de calor e eletricidade. Metais têm elétrons que estão deslocalizados por entre os átomos. Metais diferentes podem formar ligas, que são misturas com propriedades específicas.

Propriedades dos metais

Os metais compõem a maior parte dos elementos químicos conhecidos. Existem várias características próprias de cada metal, mas no geral todos eles têm um conjunto de propriedades bem características:

• são sólidos à temperatura ambiente (exceto o mercúrio, que é líquido); apesar disso, exibem uma grande faixa de pontos de fusão
• são maleáveis: podem ser moldados na forma de chapas ou folhas finas
• são dúcteis: podem ser transformados em fios
• são bons condutores de eletricidade e de calor12
• têm um brilho característico ao serem polidos

O modelo do mar de elétrons

O modelo de ligação presente em metais que nós vamos considerar aqui leva em conta o fato de que metais têm grandes raios atômicos e baixas energias de ionização, então não é tão difícil assim os átomos deles perderem um ou outro elétron (em comparação com não metais).

Num metal, os átomos ficam organizados em estruturas geralmente bem definidas, em posições fixas (apenas vibrando, de acordo com a temperatura), e entre os átomos ficam “circulando” elétrons livres. Esses elétrons são considerados deslocalizados, já que não estão “presos” a uma única posição e formam um “mar” ou “nuvem” de elétrons que fica por entre todos os átomos metálicos (Figura 7.14F9). A atração entre esses elétrons e os átomos metálicos (tecnicamente cátions metálicos, já que perderam elétrons) mantém todo o sistema estável.

Os metais conseguem conduzir eletricidade porque quando é aplicada uma tensão elétrica (voltagem) em um metal (por exemplo, ligando a uma pilha), os elétrons deslocalizados se movem ordenadamente, na mesma direção (Figura 7.15F10).

É possível moldar metais em chapas e fios porque, ao ser aplicada uma força mecânica, as “camadas” de átomos metálicos se deslocam umas em relação às outras (Figura 7.16F11), mas ainda mantêm os átomos na mesma condição (rodeados pelo “mar” de elétrons), o que não perturba o sistema a ponto de quebrar o metal.

Ligas metálicas

As ligas metálicas, ou simplesmente ligas, são materiais formados por mais de um elemento químico, sendo que o elemento em maior quantidade é um metal; geralmente são criadas misturando dois ou mais metais na forma líquida e deixando a mistura esfriar.

A mistura de metais para formar ligas é um jeito de manipular as propriedades típicas dos elementos metálicos puros, dando maior resistência ou diminuindo o ponto de fusão, por exemplo.

Alguns exemplos de ligas bastante comuns no cotidiano são o aço inox (ferro com cromo e carbono), o bronze (cobre e estanho) e o ouro 18 quilates (ouro e prata). Mais detalhes dessas e de outras ligas estão na Tabela 7.5.20

Fonte: BROWN, T. L. Chemistry: the central science. 14. ed. Nova Iorque: Pearson, 2018. p. 483