Ligação química
Atualmente, conhecemos cerca de 115 elementos químicos. Mas ao olharmos ao nosso
redor vemos uma grande variedade de compostos (diferindo em sua cor e forma),
muitas vezes formados pelo mesmo elemento químico. Por exemplo, numa folha de
papel há carbono, assim como no grafite do lápis, na nossa pele e na folha de uma
árvore. Mas como os átomos se ligam para formar compostos tão diferentes?
As primeiras ideias sobre ligação química surgiram do fato de que quando dois átomos
se aproximam, o primeiro contato entre eles se dá entre suas nuvens eletrônicas. Além
disso, já era sabido que gases nobres (família 8A da tabela periódica) tendem a não
formar ligações químicas. Mas, o que será que tornava esses gases nobres tão
estáveis?
A estabilidade dos gases nobres
Veja a distribuição eletrônica, por níveis...
Por muito tempo acreditou-se que a estabilidade dos gases nobres se dava pelo fato de,
à exceção do He, todos terem 8 elétrons na sua última camada.
OBS.1: Hoje atribuímos essa estabilidade ao fato de os gases nobres possuírem orbitais
de sua camada de valência totalmente preenchidos.
Regra do Octeto (Lewis)
Todo átomo, ao se ligar, irá ganhar ou perder elétrons, tentando ficar com 8 elétrons na
sua última camada eletrônica (camada de valência).
Lembre-se que nos elementos representativos (Grupo A da Tabela Periódica) o número
da família indica o número de elétrons existentes na camada de valência. Assim...
OBS.2: Lembre-se de que apenas os elétrons da camada de valência participam da
formação de uma ligação química!
Ligação iônica (Lewis)
É aquela em que ocorre perda e ganho de elétrons. Sendo assim, ocorre formação
de cátions (íons positivos) e ânions. (íons negativos) O número de elétrons trocados
deve ser exatamente o mesmo, de modo que a soma das cargas seja zero. Quando a
necessidade de cada átomo for diferente, ocorrerá mudança na proporção entre eles.
Veja...
Por convenção, o cátion é sempre escrito na frente!!
Para saber a proporção...
O que causa a formação de uma ligação iônica é o decréscimo de energia das partículas
envolvidas. Em geral esse decréscimo está envolvido com aumento na estabilidade do
composto. Na maioria das vezes, serão formados sólidos cristalinos solúveis em água
que apresentam elevados pontos de fusão e ebulição (devido à grande força
eletrostática que une os íons). Veja no exemplo abaixo um cristal de NaCl. Note que,
nele, cada íon sódio (Na+) é rodeado por seis íons cloro (Cl–).
Na realidade o processo de formação de um composto iônico não é tão simples, e
envolve uma série de etapas que, juntas, formam o chamado Ciclo de Born-Harber.
Para que a energia do sistema formado seja menor do que no início, o processo de
formação total do composto iônico deve ser exotérmico. Por esse motivo, serão mais
favoráveis as ligações entre metais de baixo potencial de ionização (menos energia
necessária para retirar um elétron) e ametais de alta afinidade eletrônica (mais
energia liberada ao receber um elétron). Além disso, deve-se ter um alto valor de
energia de rede cristalina (energia liberada ao aproximar dois íons). Quanto menor
for a disparidade entre os tamanhos de cátions e ânions, menos deformado será o
cristal e, consequentemente, menor será a energia do retículo cristalino formado. O
diagrama abaixo ilustra esse processo.
Ligação covalente (Lewis)
É a ligação resultante do compartilhamento de um par de elétrons por dois átomos.
A cada ligação formada, cada átomo “contribui” com um elétron (gerando um par) que
será compartilhado pelos dois átomos, cada qual com a sua fração. O número de
covalências a serem feitas será sempre igual ao número de elétrons que cada átomo
desejaria adquirir para sua estabilidade. Assim...
O hidrogênio tende a fazer apenas uma ligação covalente, de modo a ficar com
2e na sua última camada, assim como He.
OBS.3: Pedimos especial atenção na utilização da expressão "dativa". Lembramos que o
modelo da ligação covalente está baseado no compartilhamento de elétrons e, ao
chamarmos uma ligação de dativa, podemos passar a idéia de doação de elétrons, o que
representaria o modelo da ligação iônica! Deixamos a seguinte questão para você pensar:
no íon sulfato (SO42-), qual das quatro ligações S-O estaria realizando a tal ligação
covalente dativa?
Tomando o H2 como exemplo, vemos que para a ligação ser formada os dois átomos devem
se aproximar, de modo a compartilhar os elétrons (formando assim a molécula com menos
energia). Porém, ao se aproximarem muito haverá repulsão entre os núcleos, o que
acarretará aumento de energia, como mostrado no gráfico abaixo.
Note que a Regra do Octeto satisfaz bem as moléculas que completam o octeto (em
especial átomos do primeiro e do segundo período da Tabela Periódica). Mas como
justificar a existência de moléculas como PCl5 e SF6? Note, abaixo, que o átomo central
em cada uma delas possui mais de 8 elétrons na camada de valência.
Isto ocorre devido à possibilidade de expansão da camada de valência que átomos a
partir do terceiro período possuem, por conta de orbitais d vazios (octeto expandido).
Para explicar esses casos, precisamos de uma nova teoria...
TEORIA DE LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (Pauling)
O princípio básico desta teoria é que ocorra uma sobreposição de orbitais atômicos
dos átomos ligantes. Isso significa dizer que dois orbitais partilharão uma mesma região
no espaço. Assim:
Essa sobreposição contempla casos mais simples, como H2 e NH3. Contudo, ainda não
serve para explicar as estruturas de PCl5 e SF6.
ORBITAIS HÍBRIDOS
São o resultado da sobreposição de orbitais atômicos (cujas energias sejam próximas)
de um mesmo átomo. Assim...
Em ligações múltiplas...
PROPRIEDADES FÍSICAS
A Tabela abaixo apresenta algumas propriedades físicas das substâncias, em função do
tipo de ligação química ou interação intermolecular.
NOTA: Existem outras teorias para ligações químicas, que não estão sendo
apresentadas nesta aula. Contudo, sugerimos que os alunos procurem fazer uma leitura
dos artigos "Ligação Iônica, Covalente e Metálica" de Hélio A. Duarte e "Ligação
Química: Abordagem Clássica ou Quântica?", de Henrique E. Toma, publicados na
revista Química Nova na Escola. Revejam, também, as teorias da Repulsão dos
Pares de Elétrons da Camada de Valência (RPECV), do Campo Cristalino (TCC) e
do Orbital Molecular (TOM), nas obras de Química Geral e Química Inorgânica,