Ligações químicas: tipos, conceito e definição

As ligações químicas são nada mais, nada menos, do que o fenômeno que une os átomos! Assim, eles podem formar compostos iônicos (como sais, óxidos e bases), moléculas (água, gás carbônico, oxigênio), ligas metálicas (ferro, alumínio, ouro) - e toda a matéria que existe no universo.

Primeiramente, é preciso entender que as ligações químicas acontecem na eletrosfera: a região em torno do núcleo onde se concentram os elétrons. Mais especificamente, acontecem na camada de valência de um átomo - que é a camada mais externa.

Assim, são os elétrons dessa camada de valência que vão participar das ligações químicas.

Quais são os tipos de ligações químicas?

Como você já sabe, cada átomo tem propriedades únicas, intrínsecas a ele, por isso que conjuntos diferentes de átomos fazem ligações de caráter diferente. São elas:

Ligação metálica

Acontecem entre átomos metálicos. São um tipo de ligação em que todos os elétrons são compartilhados com todos os átomos metálicos.

Dessa forma, eles podem se mover livremente por todo o volume do sólido metálico, pelas chamadas bandas de condução: orbitais atômicos vazios muito próximos, que permitem a passagem dos elétrons.

No modelo Mar de Elétrons, o núcleo dos átomos e os elétrons internos à camada de valência são visualizados como um íon positivo. Assim, os elétrons ao redor, livres como no mar, são os elétrons da camada de valência.

Assim, os elétrons nos metais estão bastante livres e são capazes de se movimentar através dele. Por isso, os metais são bons condutores de corrente elétrica, devido à alta mobilidade de seus elétrons mais externos.

Portanto, são exemplos sólidos metálicos puros como ferro, cobre, alumínio, ou ligas metálicas, como a liga de ouro utilizada em joias (ouro, prata e cobre), latão (cobre e zinco), bronze (cobre e estanho), entre outras.

Ligação iônica

Entendemos a ligação iônica como uma atração eletrostática entre dois íons, que geralmente se formam pela ligação entre um metal e um ametal.

Quando a diferença de eletronegatividade entre os átomos é muito acentuada, os elétrons quase não são compartilhados entre os átomos, apesar de existir um pequeno compartilhamento.

Ao invés disso, o átomo mais eletronegativo (ametal) atrai muito o elétron para si, adquirindo carga negativa. Portanto, o átomo mais eletropositivo (metal) fica deficiente em elétrons, adquirindo carga positiva.

Exemplos: NaCl, LiCl, NaF, NaBr, KCl, NaNO₃, CuSO₄, CuO, CaCO₃, Na₂S.

Ligações covalentes

As ligações covalentes acontecem entre os ametais. Elas são um compartilhamento de elétrons entre átomos com valores próximos de eletronegatividade.

Na imagem, vemos dois átomos de Hidrogênio em seu estado neutro e sua eletrosfera. Nas ligações covalentes, as eletrosferas das camadas de valência se sobrepõem e se unem, formando um orbital molecular. Assim, essas ligações são muito estáveis.

A maioria dos compostos existentes no universo possuem ligações covalentes, como é o caso de todas as moléculas orgânicas, com a exceção de alguns sais derivados de ácidos carboxílicos.

Sendo assim, são exemplos de compostos que formam ligações covalentes a água (H₂O), álcool (CH₃CH₂OH), acetona (CH₃COCH₃), ácido acético (CH₃COOH), gasolina (C₂H₁₈), metano (CH₄), gás carbônico (CO₂), gás oxigênio (O₂), nitrogênio (N₂), entre outros.

Por que as ligações são formadas?

A teoria do Octeto é uma teoria que explica a formação das ligações químicas, e a mais comumente utilizada. No entanto, ela nem sempre é a regra e possui várias exceções, pois apareceu quando ainda não se entendia muito bem o mundo atômico e molecular.

A Regra do Octeto diz que, para um átomo ficar completamente estável (em seu estado de menor energia) ele precisa ter 8 elétrons em sua camada de valência. E qual a forma de conseguir mais elétrons? Compartilhando-os nas ligações químicas!

Assim, um átomo que tem configuração 2s²2p⁵ tem 7 elétrons na camada de valência (camada 2). Para ficar estável, ele recebe um elétron compartilhado de uma ligação química, ficando com configuração 2s² 2p⁶. Dessa forma, ele fica com o octeto completo (2+6), completando os 8 elétrons na camada de valência.

Porém, isso vale quando o átomo tem somente orbitais s e p. Para a maioria dos metais, isso não é verdade, e nem para átomos maiores da tabela periódica. Assim, nesses casos, os átomos podem usar também os orbitais d nas ligações químicas - ficando com bem mais do que 8 elétrons na camada de valência.

A regra

Em geral, a regra é que orbitais completamente preenchidos (s², p⁶, d¹⁰) são mais estáveis. Às vezes, é mais fácil retirar elétrons do orbital p para ficar com os orbitais s completamente preenchidos; às vezes, é mais fácil adicionar elétrons ao orbital p para preenchê-lo completamente.

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