Ligações Químicas

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DESCRIÇÃO
O entendimento da interação entre os átomos para aquisição de estabilidade eletrônica.
PROPÓSITO
Compreender as interações eletrônicas entre os átomos e os consequentes materiais advindos delas e suas aplicações para a escolha de materiais
em determinada aplicação.
PREPARAÇÃO
Para a condução do estudo deste tema, é preciso que você tenha em mãos material para anotações (caneta e papel) e uma tabela periódica obtida em
sites de busca na internet ou em livros didáticos de Química.
OBJETIVOS
MÓDULO 1
Reconhecer a estrutura de Lewis e sua relação com a estabilidade eletrônica
MÓDULO 2
Identificar as ligações iônicas, covalentes e metálicas
MÓDULO 3
Classificar os materiais
MÓDULO 4
Descrever a relação entre as ligações químicas e as propriedades dos materiais
LIGAÇÕES QUÍMICAS
MÓDULO 1
 Reconhecer a estrutura de Lewis e sua relação com a estabilidade eletrônica
ESTRUTURA DE LEWIS E ESTABILIDADE ELETRÔNICA
A REPRESENTAÇÃO DE LEWIS
 
Foto: Shutterstock.com
A representação de Lewis consiste em pequenos diagramas que demonstram as ligações químicas por meio dos elétrons livres de um
elemento ou uma molécula.
O que se conhece hoje como representação ou estrutura de Lewis dos átomos e moléculas foi uma organização proposta pelo químico Gilbert N.
Lewis, no ano de 1916, que representa os átomos por meio de seu símbolo químico e os elétrons pertencentes a sua camada de valência como pontos
ou cruzes em torno desse símbolo.
Veja alguns exemplos:
 
imagem: OLIVEIRA, M. A. S
 Figura 1 – Representação de Lewis para os átomos de hidrogênio, carbono e flúor, respectivamente.
A camada de valência é a mais externa de um átomo, portanto mais afastada do núcleo e cujos elétrons apresentam os maiores números quânticos
primários e secundários.
NÚMEROS QUÂNTICOS PRIMÁRIOS
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javascript:void(0)
Número quântico primário – É o número quântico principal, que caracteriza um orbital atômico, indicando os níveis de energia K, L, M, N, O, P,
Q.
NÚMEROS QUÂNTICOS SECUNDÁRIOS
Número quântico secundário – É o número quântico que caracteriza as subcamadas de um orbital atômico, indicando o formato do orbital no
espaço. s, p, d, f.
Para os átomos representados, temos:
H1 : 1S
1
C6 : 1S
2 2S2 2P2
F9 : 1S
2 2S2 2P5
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Estão em destaque as referidas camadas de valência para cada átomo, e seus elétrons aparecem representados na Figura 1.
A Figura 1 apresenta a configuração de Lewis para três átomos de elementos representativos, não figurando exemplos de átomos de elementos de
transição. Esses elementos apresentam configuração eletrônica peculiar, pois suas camadas de valência são mais internas na distribuição eletrônica
de Pauling.
 EXEMPLO
Veja o exemplo do ferro:
FE26 : 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 4S2 3D6
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Repare que a camada mais externa do ferro (camada 4) não é a última na distribuição eletrônica em subníveis.
Devemos lembrar que a distribuição de Pauling mostra a ordem crescente de energia dos subníveis e, portanto, concluímos que o subnível 4s não é o
mais energético do ferro, contudo é o mais externo. A representação de Lewis, portanto, deverá representar os dois elétrons de valência do ferro, mas,
como dissemos, ela não é muito comum para os elementos de transição em virtude dessa peculiaridade que abordamos aqui.
 EXEMPLO
Os íons aparecem na representação de Lewis entre colchetes e com a sua carga elétrica formal indicada no canto superior direito.
Veja, na figura a seguir, o exemplo de representação do ânion cloro:
As ligações iônicas serão aglomerados de íons representados desta forma.
As ligações químicas em si são representadas com os pares de elétrons participantes, em se tratando de ligação covalente (veremos em mais
detalhes cada tipo de ligação e suas peculiaridades mais à frente). Na realidade, em ligações covalentes, os pares de elétrons formadores das
ligações são representados, para fins de simplificação, como traços. Veja exemplos:
Representação de Lewis
 
Imagem: OLIVEIRA, M. A. S.
 
Imagem: OLIVEIRA, M. A. S.
Representação
simplificada
 
Imagem: OLIVEIRA, M. A. S.
 
Imagem: OLIVEIRA, M. A. S.
 Atenção! Para visualizaçãocompleta da tabela utilize a rolagem horizontal
Figura 2 – Representação de Lewis para as moléculas de metano e amônia, respectivamente.
Repare que, na Figura 2, o carbono realiza quatro ligações com os hidrogênios e utiliza, para isso, todos os elétrons de sua camada de valência
(quatro elétrons – grupo 14, ou 4A, da tabela periódica). Já o nitrogênio na amônia, pelo fato de possuir cinco elétrons na camada de valência (grupo
15 ou 5A), realiza três ligações, deixando disponíveis dois elétrons representados na estrutura.
Para representar adequadamente moléculas e íons segundo o critério proposto por Lewis, devem ser observados alguns procedimentos básicos:
1
REGRA DO OCTETO:
veremos em seguida mais detalhes sobre essa regra, mas, como quesito número um para o estabelecimento dos modelos de Lewis, foi estabelecido
que essa regra deve ser obedecida por todos os átomos participantes.
ÁTOMOS CENTRAIS:
é necessário estabelecer o átomo central no arranjo de moléculas ou íons mais complexos. No caso de moléculas mais simples, elas possuem
normalmente um elemento diferente dos demais, e esse será o átomo central. Já em moléculas mais complexas, o elemento menos eletronegativo é
tido como central, com os demais ao seu redor.
2
3
ÁTOMOS TERMINAIS:
os átomos que realizam somente uma ligação nunca serão átomos centrais do arranjo — pelo contrário, devem ser colocados em posições terminais
na representação. Os halogênios, por exemplo, por já possuírem sete elétrons de valência, só podem realizar uma ligação para completar seu octeto
(mas existem exceções, como em oxiácidos, que veremos em outro tema); portanto, são usualmente átomos terminais em moléculas, assim como o
hidrogênio.
DISTRIBUIÇÃO DOS ELÉTRONS:
primeiro, deve-se adicionar os elétrons compartilhados entre os átomos que realizam as ligações covalentes e, em seguida, distribuí-los entre os
outros elementos.
4
Além da Figura 2, veja também na Figura 3 a representação simplificada de moléculas e íons segundo o critério proposto por Lewis:
 
Imagem: OLIVEIRA, M. A. S. Imagem: OLIVEIRA, M. A. S.
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Figura 3 – Estruturas simplificadas de Lewis para o gás carbônico, íon nitrito e o acetileno.
Em associação com a representação de Lewis, é muito útil indicar as fórmulas moleculares, que são representações dos elementos constituintes de
moléculas e íons nas suas proporções.
Dessa forma, para algumas espécies mostradas neste módulo até o momento, as fórmulas moleculares são NH3, CH4, CO2, C2H2 etc. Da mesma
forma, para simplificação de representações gráficas, podemos fazer uso das fórmulas estruturais, onde moléculas e íons são representados sem a
indicação dos elétrons, como a seguir:
 
Imagem: OLIVEIRA, M. A. S. Imagem: OLIVEIRA, M. A. S.
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Figura 4 – Fórmulas estruturais do CO2, NH3 e NO2.
As fórmulas estruturais, além de não representarem os elétrons de valência, ilustram as ligações covalentes como traços e dão uma ideia da geometria
das moléculas representadas.
 ATENÇÃO
Note que as ligações do íon nitrito são representadas como um traço e uma linha tracejada. Isso indica deslocalização eletrônica ou estrutura de
ressonância, mostrando que existe uma movimentação de elétrons entre uma ligação e outra, algo que detalharemos mais à frente.
ESTABILIDADE ELETRÔNICA
Pela regra do octeto, os átomos apresentam tendência em adquirir estrutura eletrônica com oito elétrons na camada de valência para se
estabilizarem eletronicamente. Isso é uma verdade para a grande maioria dos elementos, mas não para todos.Os elementos do primeiro e (alguns) do segundo períodos periódico que apresentam somente o subnível “s” tendem a adquirir sua estabilidade
eletrônica com apenas dois elétrons, o máximo que seus orbitais “s” podem suportar. São esses elementos: H, He, Li e Be.
Observe a tabela periódica a seguir:
 
Foto: Shutterstock.com
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Figura 5 – Tabela periódica dos elementos
Se você reparar (veja os exemplos da Figura 1), nenhum elemento da tabela periódica apresenta, portanto, essa estabilidade eletrônica de octeto
completo, com exceção dos gases nobres. Essa falta de estabilidade eletrônica que os elementos apresentam é o que motiva o surgimento das
ligações químicas.
Se repararmos as configurações dos orbitais dos elementos, notaremos que eles apresentam sempre orbitais incompletos, com elétrons
desemparelhados, ou seja, sem a formação de pares estabilizantes. Esse perfil de orbitais incompletos ou vazios é que traz instabilidade eletrônica
aos elementos. Se, porventura, os átomos conseguirem preencher esses orbitais com elétrons de outros átomos, a estabilidade de octeto estaria
obtida.
Diante do que temos visto, podemos dizer que a regra do octeto, na realidade, é uma regra de preenchimento de orbital. Para átomos em que isso
acontece para o único orbital do subnível “s”, a regra do octeto se completa com dois elétrons; para os demais, com oito elétrons, efetivamente.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. É UMA CARACTERÍSTICA CENTRAL DA REPRESENTAÇÃO DE LEWIS:
A) As ligações são representadas por traços.
B) Os elétrons da camada de valência dos átomos envolvidos são representados por pontos.
C) Os íons não podem ser representados nesse sistema de configuração.
D) Foi criada para a representação de moléculas e ligações covalentes.
E) Representa os elementos do primeiro e segundo períodos da tabela.
2. O QUE É A REGRA DO OCTETO?
A) É a norma que prevê a distribuição dos elétrons dos elementos em níveis e subníveis.
B) É uma regra que estabelece a ordem crescente dos níveis de energia da eletrosfera de um átomo.
C) É a norma que estabelece que somente oito grupos representativos e oito grupos de transição podem figurar na tabela periódica.
D) É uma regra que prevê que a última camada eletrônica dos elementos deve apresentar oito (ou dois) elétrons.
E) É a norma que estabelece o número máximo de camadas eletrônicas dos átomos em oito.
GABARITO
1. É uma característica central da representação de Lewis:
A alternativa "B " está correta.
 
A representação de Lewis indica o número de elétrons da camada de valência, que são os que participam, efetivamente, das ligações.
2. O que é a regra do octeto?
A alternativa "D " está correta.
 
A regra do octeto diz que a estabilidade dos átomos é atingida com oito elétrons na última camada (ou dois para quatro elementos), pois, assim, eles
alcançam total preenchimento de seus orbitais eletrônicos.
MÓDULO 2
 Identificar as ligações iônicas, covalentes e metálicas
LIGAÇÕES QUÍMICAS
INTRODUÇÃO
 
Foto: Shutterstock.com
As ligações químicas são alvo de uma enormidade de estudos científicos, uma vez que sua total elucidação ainda não foi alcançada. O que
se sabe, com certeza, é que uma grande proporção de energia está envolvida nessas interações e que elas são de natureza variada.
O resultado dessas ligações são sistemas muito estáveis e muito fortes (para romper uma ligação interatômica, é necessário considerável aporte
energético) que compõem as substâncias que hoje conhecemos. Em última análise, os seres humanos são resultado de importantes aglomerados de
moléculas e compostos iônicos que formam a estrutura de nosso organismo, assim como os processos reacionais de quebra e formação de novas
ligações ocorrem ininterruptamente, mantendo a vida.
Basicamente, existem três tipos de ligações entre os átomos: iônicas, covalentes e metálicas. Com relação às duas primeiras, pode-se dizer que todas
as ligações observadas são uma espécie de híbrido desses dois tipos. As ligações apresentarão, simultaneamente, certo caráter iônico e covalente,
porém algumas terão caráter próximo (mas não totalmente) a 100% de uma delas.
Vejamos cada uma delas:
LIGAÇÕES IÔNICAS
Como o próprio nome faz referência, essas ligações são caracterizadas pela interação eletrostática entre íons.
Tomemos, pois, os elementos da tabela periódica. Os dois grandes grupos de elementos (metais e ametais) são os protagonistas desse tipo de
ligação. Já vimos que os metais, ou seja, os elementos que se localizam mais à esquerda da tabela, apresentam baixa energia de ionização. Isso
significa dizer que é necessário menos energia para remover seus elétrons. Vamos observar o caso dos metais alcalinos (grupo 1).
O sódio, um clássico representante desse grupo, apresenta a seguinte configuração eletrônica:
NA11 : 1S2 2S2 2P6 3S1
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 ATENÇÃO
Observa-se que ele, assim como todos os outros elementos desse grupo, exibe somente um elétron na sua camada de valência.
Ao retirarmos esse elétron pela aplicação de energia, teremos:
NA + ENERGIA → NA + + E -
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O processo de ionização, como diz o próprio nome, é o processo típico de formação de íons, no caso da energia de ionização sendo aplicada, com a
formação de cátions, como é caso do sódio.
Ressaltamos que essa tendência de os elementos metálicos à esquerda da tabela periódica perderem elétrons é facilitada pelo tamanho desses
átomos, cujos raios crescem da direita para a esquerda. Além disso, a blindagem eletrônica acaba sendo mais efetiva nessa região, pois os elementos
dentro do seu período são os que apresentam menor carga nuclear.
Se atentarmos para outro fator muito importante desses elementos, veremos que o sódio, por exemplo, ao perder um elétron, tornando-se o cátion
sódio, atinge o octeto de forma bem favorável.
Veja as distribuições em níveis de energia:
NA: K = 2; L = 8; M = 1
NA + : K = 2; L = 8
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É possível entender que, além dos fatores de blindagem, carga nuclear efetiva e raio atômico aqui citados, a regra do octeto e o completamento e a
simetria de preenchimento de orbitais são fatores importantes nessa análise. O mesmo comportamento se atribui aos elementos alcalinos terrosos
(Grupo 2).
Veja o exemplo do cálcio:
CA20 : 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 4S2
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Aqui, devemos aplicar dois conteúdos energéticos (primeira e segunda energias de ionização) para gerar o cátion correspondente:
CA + ENERGIA → CA2 + + 2E -
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Ao final, o íon Ca2 + apresentará octeto fechado:
CA: K = 2; L = 8; M = 8
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Por outro lado, átomos dos halogêneos, como, por exemplo, o cloro, apresentam sua camada de valência com sete elétrons e altos valores de energia
de ionização. Esses átomos, localizados à direita na tabela periódica, dentro do seu período, experimentam uma contração de seus tamanhos devido à
crescente carga nuclear efetiva que os elétrons de valência sofrem quando observamos o período da esquerda para a direita.
 ATENÇÃO
Dessa forma, é energeticamente desfavorável aplicar esforço para abstração de um de seus elétrons; pelo contrário, eles têm maior tendência a
incorporar elétrons à sua densidade eletrônica da eletrosfera, pois apresentam alta eletroafinidade.
Assim, o cloro sofre o processo ionizante representado pela seguinte equação:
CL + E - → CL - + ENERGIA
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Eletronicamente, entendemos o processo desta forma:
CL17 : 1S2 2S2 2P6 3S2 3P5
CL - : 1S2 2S2 2P63S2 3P6
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E em níveis eletrônicos:
CL: K = 2; L = 8; N = 7 
CL - : K = 2; L = 8; M = 8
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O mesmo raciocínio descreve o comportamento dos outros elementos do grupo, bem como de outros não metais dos grupos 15 e 16, por exemplo.
Agora, suponha que os átomos de sódio e cloro sejam colocados no mesmo ambiente reacional. Essa troca eletrônica, já satisfeitas as condições para
tal, ocorrerá espontaneamente, uma vez que o ganho de configuração eletrônica é favorável.
 SAIBA MAIS
A única fonte de instabilidade desse processo é o surgimento das cargas elétricas formais pela constituição dos íons. Todavia, o sistema final é
estabilizado pela atração eletrostática mútua entre os dois íons, formando o que conhecemos como par iônico NaCl.
De acordo com a representação de Lewis, podemos entender a formação do par iônico desta forma:
O que se observa na prática não é a formação de somente um par iônico, e sim de vários deles na constituição da estrutura completa do material. O
que temos em composto iônicos físicos é um aglomerado iônico ou uma rede cristalina iônica formada por esses íons, como ilustra a figura a seguir:
 
Foto: Shutterstock.com
 Figura 6 - Formação de um aglomerado iônico
É notória no meio científico a existência de um balanço energético muito importante na formação de compostos marcadamente iônicos. Essa análise é
obtida através de ciclos de formação dessas substâncias e os conteúdos energéticos envolvidos que descreveremos em mais detalhes no módulo 4.
De forma prática, podemos entender a formação de compostos iônicos e as proporções de seus participantes na sua formação por meio da estrutura
atômica dos seus componentes.
Voltar para o módulo 2
 EXEMPLO
Por exemplo, já sabemos que a ligação iônica é formada entre um metal e um ametal em virtude, basicamente, de suas tendências em formar íons
opostos. Se tomarmos o potássio (grupo 1 ou 1A) e o oxigênio (grupo 16 ou 6A), já sabemos que o potássio tende a formar cátion monovalente (com
carga unitária), K + , enquanto o oxigênio tende a formar ânion bivalente (carga de 2 unidades), O2 - .
Assim, a formação do composto iônico ocorrerá entre esses dois íons, de forma a neutralizar a carga total final. Ou seja, serão utilizados dois cátions
potássio para interagir com um ânion oxigênio, e o composto final terá fórmula molecular K2O. Sempre representamos o cátion primeiro e o ânion em
seguida.
Veja outros exemplos:
CA GRUPO 2 E F GRUPO 17 : CA2 + E F - → CAF2
AL GRUPO 13 E CL GRUPO 17 : AL3 + E CL - → ALCL3
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Note que, para o estabelecimento dessas fórmulas moleculares, colocamos o cátion na frente do ânion, e os índices que indicam a proporção de cada
um na fórmula é dado pela quantidade de carga do outro íon.
 
Considere o metal M e o ametal A, que formam, respectivamente, o cátion M + x e o ânion A - y. O composto iônico formado entre eles será:
( ) ( )
( ) ( )
Dessa forma, na interação entre Al e O, o composto final será Al2O3; entre o Ca e o S (grupo 16), será CaS, pois os íons Ca
2 + e S2 - gerariam o
composto Ca2S2, que podemos simplificar em CaS. Da mesma forma, NaCl é oriundo dos íons Na
+ e Cl - , pois não evidenciamos o número “1” nas
fórmulas.
LIGAÇÃO COVALENTE
Quando analisamos a ligação iônica, conseguimos visualizar que um átomo perde elétrons para outro átomo, de forma que ambos atendam
a regra do octeto. Isso é possível, uma vez que um deles possui tendência a perder elétrons, ou seja, baixa energia de ionização, enquanto o
outro apresenta alta afinidade por elétrons.
No entanto, existem compostos em que a ligação não é caracterizada por isso. Há moléculas em que os participantes desejam adquirir elétrons para
completar seus orbitais. Nessa situação, a solução é proceder o compartilhamento de elétrons entre eles. Vamos entender como isso é possível
analisando a molécula covalente mais simples, a de H2.
Imagine dois átomos de hidrogênio se aproximando um do outro a partir de uma distância infinita. Conforme eles se aproximam, a partir de uma
distância em que um átomo começa a sentir a influência do outro, é observada uma força de atração entre eles, que faz com que o sistema H-H vá
ganhando cada vez mais estabilidade, ou seja, a energia contida no sistema (energia potencial) começa a diminuir. Percebe-se que o valor mínimo de
energia possível para a aproximação desses dois átomos é atingido quando seus núcleos estão a uma distância de 74 pm (74.10-12 m), conforme
mostra a figura a seguir:
 
Foto: Shutterstock.com
 Figura 7 - Variação da energia potencial entre dois átomos de hidrogênio para a formação da molécula de H2
Essa força de atração é gerada pela interação do núcleo de um átomo (no caso, um próton) com o elétron do outro átomo, e vice-versa. Se os átomos,
a partir desse ponto, começarem a se aproximar mais, nota-se que existe o surgimento de uma força repulsiva que desestabiliza e faz a energia
potencial total aumentar.
FORÇA REPULSIVA
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Essa força repulsiva é gerada pela aproximação dos núcleos e dos elétrons dos dois átomos. Contudo, a força repulsiva predominante faz com
que a energia do sistema aumente drasticamente dentro de uma pequena distância de aproximação entre os átomos (Figura 6), fazendo com
que o sistema se desestabilize consideravelmente em termos de energia.
Portanto, a distância internuclear de 74 pm para o hidrogênio é a distância ótima de equilíbrio entre as forças repulsivas e atrativas que garantem uma
energia mínima de estabilização para a molécula de H2.
É bem verdade que, ao longo de todo o espaço em que os dois átomos começaram a interagir e sentir a influência mútua, as forças atrativas e
repulsivas sempre estiveram presentes simultaneamente. Porém, dependendo da distância entre eles, uma tinha prevalência em relação à outra, e o
equilíbrio entre elas ocorre na distância de 74, ponto onde se equilibram e a energia é mínima e no valor de -485 KJ/mol para a molécula de H2. A
distância de 74 pm é chamada de distância ou comprimento de ligação para a molécula de H2.
Agora, vamos analisar o par de elétrons envolvido nessa molécula. Os dois elétrons, na distância de ligação (distância de estabilidade molecular para
o H2), estão sendo igualmente influenciados por ambos os núcleos dos átomos e apresentam, consequentemente, a mesma probabilidade de serem
encontrados em determinado local do espaço a partir desses núcleos.
Do ponto de vista quântico, portanto, Ψ2, que é a densidade de probabilidade de se encontrar o elétron (orbital), acaba se localizando entre
os dois núcleos. E mais, esses dois elétrons, que agora não pertencem mais aos seus átomos originais, mas, sim, ao novo sistema
molecular formado, estão sendo compartilhados igualmente entre os dois e ocupam não mais um orbital atômico, mas um orbital molecular.
Esse modelo serve para qualquer outro par de átomos que interajam entre si por meio da ligação covalente. Dependendo da complexidade da
molécula formada e dos tipos de átomos envolvidos, evidentemente, as energias potenciais e as distâncias de ligação serão alteradas caso a caso.
Do ponto de vista da representação de Lewis, a molécula de hidrogênio ganha a seguinte configuração:
O par de elétrons está equidistante dos dois átomos participantes da ligação.
Para o caso da água, teremos:
De um ponto de vista mais prático, observamos que o átomo de hidrogênio é muito suscetível a ligações covalentes, dada a sua constituição atômica
(somente um próton e um elétron), que leva este átomo a buscar o completamento de seu orbital “s”, principalmente pelo compartilhamento eletrônico.
Os ametais também são protagonistas desse tipo de ligação, pois são ávidos por elétrons, dada a sua alta eletroafinidade. Fica claro que não podemos
esperar quemetais realizem ligações covalentes, pois a tendência desses átomos de baixo potencial de ionização é doar elétrons e quase nunca os
receber por compartilhamento.
Para entender a formação de moléculas, percebe-se que uma ligação covalente confere ao átomo um elétron através do compartilhamento. Dessa
forma, o número de elétrons de que um átomo precisa é o número de ligações covalentes que ele fará.
Veja os seguintes exemplos:
FÓSFORO (P, GRUPO 15) E HIDROGÊNIO
CARBONO E CLORO
CARBONO E OXIGÊNIO
PH3. Fósforo necessita de três elétrons para o seu octeto, enquanto o hidrogênio necessita de um.
CCl4. Quatro elétrons para o carbono e um elétron para cada cloro.
CO2. Quatro elétrons para o carbono e dois para cada oxigênio.
 ATENÇÃO
Note, nesse último caso, que existem ligações covalente múltiplas, ou seja, mais de uma ligação entre os dois mesmos átomos. Isso ocorre quando os
dois átomos interagentes necessitam de mais de um elétron para completar o octeto. O mesmo foi observado anteriormente com o acetileno (Figura
3).
Devemos ressaltar um caso diferente de ligação covalente, a ligação covalente coordenada. No caso da molécula de amônia (NH3), observamos o
seguinte:
O nitrogênio, com cinco elétrons na camada de valência, necessita de apenas três elétrons para completar seu octeto; isso é obtido através das três
ligações covalentes com os hidrogênios (que também conseguem preencher seus orbitais “s” com as referidas ligações).
Porém, é amplamente conhecida a existência do íon amônio, ou amoníaco ( NH4
+ ), muito utilizado em substâncias constituintes de produtos de
limpeza. Ao olharmos para a estrutura de Lewis da amônia, percebemos que ainda existe um par de elétrons não ligantes na camada de valência do
nitrogênio, que pode ser utilizado para completar o octeto de outros átomos. Isso é o que acontece no íon amônio.
 
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Mais um hidrogênio é incorporado à estrutura, recebendo esse par de elétrons disponível no nitrogênio. O próton do núcleo desse hidrogênio
excedente é o responsável pela carga positiva do íon:
As outras três ligações originais com o hidrogênio são denominadas ligações covalentes normais.
É importante ressaltar que não existe diferença em termos de características e propriedades das quatro ligações no íon amônio, ou seja,
independentemente do fato de as ligações serem covalente normais ou coordenadas, elas permanecem sendo rigorosamente iguais.
Um último aspecto importante a ser destacado sobre ligações covalentes é o fenômeno da ressonância. Certas moléculas ou íons apresentam uma
peculiaridade cuja análise minuciosa vale a pena. Um exemplo clássico é a molécula de ozônio (O3).
A estrutura de Lewis para essa molécula nos oferece duas possibilidades:
Ou ainda:
Como vemos, duas estruturas são possíveis. É sabido que ligações duplas e simples apresentam diferenças entre si em termos de força e
comprimento; logo, deveríamos esperar que teríamos duas moléculas diferentes para o ozônio. No entanto, dados experimentais mostram que as duas
ligações no ozônio são rigorosamente iguais em força e comprimento.
 ATENÇÃO
Isso nos convida a pensar que, na realidade, a molécula do ozônio é um híbrido entre essas duas estruturas apresentadas e, devido a isso, não é
possível representá-la adequadamente através da configuração de Lewis.
A fórmula estrutural procura dar conta desse fenômeno por meio da representação da linha cheia com a linha tracejada, como aconteceu, por exemplo,
no íon nitrito apresentado anteriormente em nosso estudo (Figura 3):
Essa representação dá conta de uma deslocalização eletrônica, isto é, do trânsito eletrônico entre as duas ligações, e o resultado é uma espécie de
“sobreposição” das estruturas possíveis.
Outro exemplo clássico é a molécula de benzeno:
Trata-se de uma molécula cíclica de seis átomos de carbono com ligações duplas e simples alternadas, mas, experimentalmente, de mesmo
comprimento, formando um hexágono perfeito.
LIGAÇÃO METÁLICA
A rigor, o que chamamos de ligação metálica foge daquilo que vimos até agora com a ligação iônica e covalente. Quando tomamos um
pedaço de um metal qualquer, como, por exemplo, o alumínio, entendemos que não existe outro tipo de átomo ali, a não ser os do próprio
metal.
Numa ligação covalente, onde dois átomos de alta afinidade eletrônica compartilham elétrons a fim de chegar ao estado de estabilidade do octeto,
conseguimos entender o processo e como o arranjo é realizado. Nos metais, inicialmente, parece uma tarefa complicada entender como átomos de
baixíssima eletroafinidade, e, por outro lado, baixíssimas energias de ionização, conseguem se ligar para formar uma estrutura estável.
Na verdade, os átomos metálicos no material perdem seus elétrons, e os cátions resultantes tomam um arranjo estrutural peculiar bastante organizado
em um retículo cristalino tridimensional. Os elétrons permanecem em movimento ao longo de toda a estrutura de forma deslocalizada, mantendo os
cátions unidos e o material contínuo.
Essa nuvem eletrônica, também denominada mar ou gás de elétrons, é a responsável por definir as principais características dos metais, tais como
sua condução térmica e elétrica, seu brilho e outras propriedades mecânicas.
 
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 Figura 8 – Arranjo cristalino metálico evidenciando a ligação metálica, os elétrons deslocalizados e os íons metálicos
O número de coordenação (quantidade de componentes que interagem com o metal na sua rede cristalina) dos metais é muito grande, da ordem de 8
ou 12, e o retículo cristalino é formado, na verdade, por milhões de átomos.
 SAIBA MAIS
Diferentemente das ligações iônicas e covalentes, o composto formado pela ligação metálica não tem uma representação eletrônica, como, por
exemplo, a de Lewis, uma vez que sua estrutura é formada por um número muito grande e indeterminado de átomos.
A representação da ligação metálica se restringe à indicação do próprio símbolo do elemento, representando o aglomerado de átomos que o compõe,
como, por exemplo, o zinco (Zn) ou o alumínio (Al).
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. É CARACTERÍSTICA MARCANTE DA LIGAÇÃO COVALENTE:
A) Compartilhamento de elétrons entre átomos de alta afinidade eletrônica.
B) Ser formada por átomos de elevada energia de ionização, característica dos metais e hidrogênio.
C) É observada, exclusivamente, entre os gases nobres e hidrogênio.
D) Ser uma ligação presente entre os elementos de baixíssima eletroafinidade, como os ametais.
E) Surge sempre entre um metal e um ametal com doação de elétrons.
2. EM RELAÇÃO À LIGAÇÃO METÁLICA, PODE-SE DIZER:
A) É muito semelhante à ligação iônica, pois há formação de íons metálicos.
B) Gera sempre material amorfo, ou seja, de forma não cristalina.
C) Ocorre somente entre os metais de transição.
D) Ocorre, também, entre os metais e o hidrogênio, pois ambos estão ávidos por elétrons.
E) É caracterizada pelo arranjo tridimensional dos cátions metálicos imersos num mar de elétrons.
GABARITO
1. É característica marcante da ligação covalente:
A alternativa "A " está correta.
 
A ligação covalente é característica dos ametais, átomos de alta afinidade eletrônica que compartilham os elétrons entre eles.
2. Em relação à ligação metálica, pode-se dizer:
A alternativa "E " está correta.
 
Por apresentarem baixa eletroafinidade, os metais, ao perderem seus elétrons, arranjam-se em retículos cristalinos e geram as chamadas nuvens de
elétrons deslocalizados.
MÓDULO 3
 Classificar os materiais
CLASSIFICAÇÃO DOS MATERIAIS
CLASSIFICAÇÃO E PROPRIEDADES DOS MATERIAIS
Até o momento, acumulamos um bom cabedal de conhecimento acerca da composição da matéria e um pouco de interações energéticas. Estamos em
condições de olhar um pouco mais sistematicamente para os materiais que são consequência da estrutura mais íntima da matéria e suas
características.
Inicialmente, vamos definir o que é material. Muitas definições surgem para esse termo, que é difícil de expressar em palavras (comomuita coisa em
Ciência), dada a amplitude de conceitos que envolve. Porém, na tentativa de nos apropriarmos da definição mais ampla possível, podemos dizer que:
Material é tudo aquilo que empregamos na produção de um objeto ou bem material, como, por exemplo, aeronaves, ferramentas, estruturas,
maquinários etc.
 
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 As instalações industriais utilizam diversos tipos de materiais em sua concepção.
Da análise de características e comportamento de todos os materiais existentes, sejam naturais, sejam produzidos pelo homem, surge a necessidade
de agrupá-los em diferentes classes de acordo com suas semelhanças. Desse procedimento, emergiram três grandes classes de materiais,
independentes umas das outras, e uma quarta, que pode ser considerada uma classe de interseção ou sobreposição das outras três.
São elas, respectivamente, metais, cerâmicos, polímeros e compósitos. Dentro de cada uma dessas classes, ainda existem subdivisões
específicas que detalham sua constituição, suas propriedades e aplicações.
Depois do estudo das ligações químicas, percebe-se que essa classificação está, em grande parte, de acordo com as características dos materiais
pertencentes a cada uma dessas classes, como veremos a seguir.
METAIS
Enquadram-se nesta classe os materiais oriundos, essencialmente, de ligações metálicas. Temos os metais puros (zinco, alumínio, cobre, entre
outros), as ligas (bronze, latão etc.) e a inclusão de materiais não metálicos, que entram na composição de produtos finais considerados metálicos,
como o aço. Nesse sentido, vemos a utilização de carbono, nitrogênio e oxigênio, por exemplo, na confecção desses materiais específicos.
Já vimos que esses materiais apresentam estrutura microscópica peculiar com arranjo de longa repetição ordenada dos íons ou átomos metálicos em
redes cristalinas imersos em uma nuvem de elétrons deslocalizados. Disso advêm as propriedades observadas para tais materiais.
 COMENTÁRIO
Por se tratar da maior classe de materiais conhecida, os metais e as ligas que hoje existem vão, necessariamente, apresentar um espectro de
propriedades muito vasto, e o que pretendemos fazer aqui é apresentar uma visão não específica dos principais aspectos que envolvem esses
materiais.
 
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 Os metais, pelas suas propriedades, são suscetíveis à usinagem.
Observa-se que são materiais com as seguintes características:
RESISTÊNCIA MECÂNICA
De relativa resistência mecânica, ou seja, suportam requerimentos de stress mecânico continuado (choque, impacto, tração e compressão).

DENSIDADE
São densos; dúcteis (ou seja, apresentam alto grau de deformação até a fratura).

PLASTICIDADE
Boa plasticidade (permitem-se moldar, pois, sob tensão, podem se deformar)

TENACIDADE
Capacidade de se deformar sem fraturar.

BRILHO E CONDUTIVIDADE
A nuvem eletrônica também confere a eles o brilho característico, bem como sua excelente condutividade elétrica e térmica.
É tarefa impossível citar aqui as aplicações que hoje encontramos para os metais. Qualquer um de nós é capaz de olhar à sua volta e encontrar a
utilização dos metais, inclusive no computador que estamos utilizando neste momento.
 EXEMPLO
Para a Engenharia, os metais são úteis nas fiações elétricas, na confecção de motores em geral, ferramentas, em catalisadores, componentes
magnéticos, estruturas de construções, plataformas de petróleo, instalações industriais, entre muitas outras.
CERÂMICOS
Para pessoas desavisadas, o termo material cerâmico trará à mente a imagem de louças e utensílios domésticos. É verdade que o material utilizado
para a confecção desses objetos se enquadra nessa categoria, contudo, para o uso industrial e de Engenharia, precisamos dar um passo além e nos
atermos aos cerâmicos avançados ou industriais.
 
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 Material cerâmico supercondutor promovendo a “levitação” de um magneto.
Por definição, esses materiais cerâmicos são compostos inorgânicos constituídos de metais e não metais unidos por ligação iônica,
podendo ser de natureza cristalina ou amorfa (não cristalina).
A maioria dos materiais cerâmicos têm alta dureza mesmo em altas temperaturas, embora sejam muito frágeis, ou seja, muito sujeitos à fratura e
formação de trincas. Essa característica vem do seu processo de fabricação. Normalmente, os cerâmicos são obtidos por mistura de pós ou, ainda, por
meio de processos químicos de síntese de formação de sólidos.
Esses sólidos particulados precisam sofrer um tratamento térmico inicial para a consolidação de sua microestrutura e, em seguida, um tratamento
térmico já no molde da peça desejada, para reforço físico do dispositivo final, denominado sinterização.
De acordo com a composição do material cerâmico avançado, as propriedades apresentadas são as mais variadas. Carbetos, por exemplo,
apresentam altíssima resistência mecânica e a altas temperaturas. O carbeto de silício é utilizado, por exemplo, em equipamentos de blindagem e
resistência térmica em motores e turbinas. Essa classe de materiais inclui os chamados cerâmicos estruturais.
 SAIBA MAIS
Alguns óxidos desempenham funções de aplicação eletrônica e magnética, como, por exemplo, óxidos de ferro (ferritas), que entram na composição
de materiais magnéticos de gravação e componentes eletrônicos de computadores.
Alguns óxidos, como a alumina (Al2O3), também atuam como materiais cerâmicos estruturais. Outros materiais, conhecidos como piezoelétricos,
conseguem converter estímulos mecânicos recebidos em corrente elétrica, e vice-versa, e tem como principal representante o titanato de bário (
BaTiO3). Além das cerâmicas avançadas, inclui-se neste grupo de materiais os vidros, os cimentos, os refratários e os abrasivos.
POLÍMEROS
Os polímeros são os clássicos representantes da classe dos compostos moleculares ou covalentes. Eles são resultados da propriedade que o
elemento químico carbono apresenta de formar infinitas ligações sucessivas, as cadeias.
Podem ser definidos como cadeias carbônicas infinitas caracterizadas pela repetição de uma ou mais unidades básicas denominadas
monômeros.
 SAIBA MAIS
Por sua natureza molecular, normalmente, não são materiais cristalinos ou condutores elétricos, embora alguns representantes dessa categoria
possuam essas características, mas isso não constitui regra geral.
Pela amplitude de constituintes desse grupo, os polímeros podem ser subclassificados de acordo com seu processo de síntese em:
POLÍMEROS DE ADIÇÃO:
são resultado da adição direta no processo reacional de monômeros, um ao lado do outro, formando a extensa cadeia final característica. São
exemplos desses polímeros os plásticos em geral, como o polietileno, poliestireno, poliacetato, entre outros. São aplicados, normalmente, em
embalagens.
COPOLÍMEROS:
são oriundos da reação de mais de um tipo de monômeros diferentes. É o típico caso das borrachas sintéticas, ou elastômeros, tecnicamente
conhecidas como Buna-S, Buna-N, por exemplo.
POLÍMEROS DE CONDENSAÇÃO:
são oriundos de processos reacionais que geram subproduto de baixa massa molecular, como a água. Também podem partir de reação entre
moléculas iguais ou diferentes. São destaque dessa classe os baquelites, silicones, náilon, dentre outros.
 
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 Grãos de plástico prontos para se submeterem ao processo de fusão.
Em virtude do seu arranjo de cadeia (cadeias alongadas com posições paralelas ou cadeias entrelaçadas ou cruzadas), os polímeros apresentam
respostas distintas em relação ao tratamento térmico.
Polímeros termoplásticos
Os polímeros termoplásticos podem se deformar ou se fundir sob temperatura adequada e rearranjar sua forma após esse processo.

Polímeros termorrígidos
Por outro lado, os termorrígidos, sob alta temperatura, mantêm sua forma original em virtude da rigidez de sua estrutura.
COMPÓSITOS
Por outro lado, os termorrígidos, sob alta temperatura, mantêm sua forma original em virtude da rigidez de sua estrutura.
A junção de doisou mais materiais de classificação diferentes unidos por uma interação física, mas sem a formação de um terceiro material.
 SAIBA MAIS
Em geral, um deles atua como uma matriz ou base de reforço em que o outro é acoplado com auxílio de um material resinoso e a interface entre eles é
muito bem definida. A matriz, em geral, é constituída de um polímero ou metal (devido à sua ductibilidade) e, associado a ela, um material particulado
(cerâmico) ou polimérico fibroso.
Apresentam ampla aplicação na indústria de ponta, como a autobilística, militar e aeroespacial, em virtude das exigências específicas dessa área. Uma
vez que os compósitos são o resultado da interação entre dois tipos de materiais, o produto apresenta, de certa forma, características conjuntas de
ambos os componentes.
 
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 Camada de fibra de vidro, típico material compósito
 EXEMPLO
São exemplos clássicos desses materiais as fibras de vidro e de carbono. O concreto, em sua essência, pode ser considerado um material composto
se entendermos o cimento e o entrelaçamento metálico como matriz e reforço, respectivamente.
A classificação dos materiais aqui apresentada constitui a divisão básica normalmente aceita. Ela se apoia, principalmente, em conceitos mecânicos.
Porém, outros critérios de classificação podem ser considerados.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. EM TERMOS DE CARACTERÍSTICAS DE CONSTITUIÇÃO, PODEMOS AFIRMAR SOBRE OS CERÂMICOS:
A) São compostos essencialmente covalentes que se caracterizam pela composição de monômeros.
B) São formados pela interação de materiais moleculares e iônicos com uma região denominada interface entre eles.
C) São compostos inorgânicos de origem iônica entre um metal e um não metal.
D) Apresentam, devido à sua constituição molecular, excelente ductibilidade e não são frágeis.
E) São caracterizados pela existência de estruturas em longas cadeias carbônicas unidas por sinterização.
2. SÃO CARACTERÍSTICAS QUE DIFERENCIAM OS METAIS DE OUTRAS CLASSES DE MATERIAIS:
A) Alta ductibilidade e brilho.
B) Elevada fragilidade, apesar de sua elevada maleabilidade.
C) Apresentam brilho e condutibilidade, pela existência de redes cristalinas organizadas.
D) Sofrem o processo de tratamento térmico para exibirem a ductibilidade característica.
E) Pobres condutores térmicos e elétricos.
GABARITO
1. Em termos de características de constituição, podemos afirmar sobre os cerâmicos:
A alternativa "C " está correta.
 
Representam a única classe de materiais iônicos cristalinos caracterizados pelas ligações entre metais e não metais.
2. São características que diferenciam os metais de outras classes de materiais:
A alternativa "A " está correta.
 
Os metais são identificados, entre outras propriedades, pela sua capacidade de deformação antes do momento da fratura, ou seja, pela sua
ductilidade.
MÓDULO 4
 Descrever a relação entre as ligações químicas e as propriedades dos materiais.
RELAÇÃO PROPRIEDADES X LIGAÇÕES QUÍMICAS
FORMAÇÃO DE COMPOSTOS
 
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Temos demonstrado reiteradas vezes a íntima relação entre a microestrutura do material com suas propriedades observadas. Dessa forma, ao
estudarmos as ligações químicas, um caminho natural é entender como essas ligações e suas características repercutem nas substâncias formadas
por elas. Um fator importante que atua nesse sentido é o perfil energético das ligações.
Já analisamos a energia envolvida na formação de uma molécula de hidrogênio quando estudamos a ligação covalente.
Composto covalente ou molecular
Uma vez que um composto covalente ou molecular é o conjunto de moléculas daquela substância, no caso da ligação covalente, foi coerente
analisarmos especificamente esse tipo de interação de energia, ou seja, somente a que está envolvida na formação da molécula em si.

Compostos iônicos
Já no caso de compostos iônicos, a análise tem caráter diferenciado, uma vez que não estamos falando da formação de moléculas isoladas que
interagem entre si para formar uma substância, mas de um aglomerado iônico, ou melhor, de uma rede cristalina que forma o composto iônico como
um todo.
Vamos analisar, então, o processo energético de formação do cloreto de sódio (NaCl).
Naturalmente, imaginamos a formação do cloreto de sódio a partir do metal sódio sólido e do cloro gasoso (Cl2), pois é assim que eles são
encontrados na natureza. A partir da combinação de ambos, desejamos formar o cloreto de sódio sólido, como se encontra em seu estado estável.
 
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Com isso, já podemos apontar uma característica muito importante dos compostos iônicos: uma vez que esses compostos são formados por redes
cristalinas, todos eles se apresentam na forma sólida em condições ambiente.
Dessa forma, para pensarmos nesse processo de formação do NaCl, vamos propor cinco etapas:
Etapa Processo ∆H (KJ/mol)
1
NA ( S ) → NA ( G )
+ 108
2
½ CL2 ( G ) → CL ( G )
+121
3
NA ( G ) → NA + ( G ) + E -
+495
4
CL ( G ) + E - → CL - ( G )
-348
5 -787
javascript:void(0)
javascript:void(0)
javascript:void(0)
javascript:void(0)
javascript:void(0)
javascript:void(0)
javascript:void(0)
javascript:void(0)
NA + ( G ) + CL - ( G ) → NACL ( S )
Total
NA ( S ) + ½ CL2 ( G ) → NACL ( S )
-411
 Atenção! Para visualizaçãocompleta da tabela utilize a rolagem horizontal
As cinco etapas do processo de formação do NaCl. Autor: OLIVEIRA, M. A. S.
PROCESSO
os índices que são exibidos abaixo de cada espécie indicam o estado de agregação de cada uma delas; assim, (s) indica que a espécie se
apresenta no estado sólido, e (g), no estado gasoso.
∆H
Indica a variação de entalpia do processo. Assim, quando indicamos ∆H nos processos citados, queremos indicar como a energia do sistema
variou.
+
Os sinais, por convenção, indicam energia absorvida (+), ou seja, processo não espontâneo, uma vez que o sistema final vai estar mais
carregado energeticamente no final e, portanto, mais instável, ou liberada (-), processo espontâneo.
ETAPA 1
Representa a sublimação (passagem direta do sólido para o gasoso) de um mol de átomos de sódio.
ETAPA 2
Mostra a dissociação (rompimento da ligação covalente) de meio mol de moléculas do gás cloro em um mol de átomos de cloro gasoso.
ETAPA 3
É a ionização (lembra da energia de ionização?) de um mol de átomos de sódio em um mol de cátions sódio gasosos.
ETAPA 4
consiste na conversão de um mol de átomos de cloro gasoso em ânions cloreto ( Cl - ).
ETAPA 5
Representa a formação do NaCl sólido a partir dos seus íons constituintes na forma gasosa.
 ATENÇÃO
Note que as etapas de 1 a 3 são absorvedoras de energia, ou seja, para ocorrerem, é necessário “injetar” energia, pois são processos não
espontâneos.
Levar o sódio sólido para sua forma gasosa na sublimação requer o aporte de 108 KJ de energia por mol de sódio sólido (faça uma associação desse
processo com a ebulição de um mol de água sólida e veja que essas transformações só ocorrem com ganho energético, certo?).
Quebrar a ligação covalente entre dois átomos de cloro também vai exigir a imposição de 121 KJ para formar cada mol de cloro atômico gasoso. Para
ionizar um mol de átomos de sódio gasoso, será necessário aplicar exatamente o valor da energia de ionização desse elemento (495 KJ).
Repare também que, para um mol de átomos de cloro incorporar em suas eletrosferas um mol de elétrons, são liberados 348KJ de energia (afinidade
eletrônica do cloro), e a formação final do cloreto de sódio sólido libera mais 787 KJ.
Ou seja, no final de todas as etapas previstas para a formação do cloreto de sódio sólido a partir do cloro gasoso e do sódio sólido, a energia líquida
liberada é de 411 KJ/mol, demonstrando tratar-se de um processo extremamente favorável e espontâneo.
Somente a energia liberada na etapa 5 já é suficiente para compensar toda a energia necessária a ser absorvida para que as etapas de 1 a 3 ocorram,
ou seja, a formação de uma rede cristalina em um composto iônico sólido é umprocesso que dá grande estabilidade ao sólido final, fazendo com que
ele seja extremamente resistente a ser desfeito. A energia envolvida na etapa 5 é conhecida como energia reticular, contida na formação da rede
cristalina dos compostos iônicos.
 SAIBA MAIS
Ciclos de processos de formação de redes cristalinas iônicas, como exemplificado aqui para o cloreto de sódio, são conhecidos como ciclos de Born-
Haber.
LIGAÇÕES E PROPRIEDADES
 
Foto: Shutterstock.com
Pelas conclusões das energias envolvidas e apresentadas no ciclo de Born-Haber, verificamos as propriedades principais evidenciadas pelos
compostos iônicos. Uma vez que vimos que as ligações iônicas são fortes (afinal, além de todo tratamento energético visto, trata-se de interações
entre cargas elétricas formais dos íons, gerando atrações eletrostáticas), deve-se aplicar uma quantidade de energia considerável para se quebrar um
sólido iônico.
Como consequências, os pontos de fusão desses materiais são relativamente altos (801° C para o NaCl. Para efeito de comparação, o do açúcar
caseiro, um composto covalente, é de 185° C). Os sólidos iônicos são pobres condutores de calor e eletricidade. Vamos fazer, nesse ponto, uma
análise mais detida dessas propriedades.
Já entendemos que os compostos iônicos são formados por redes cristalinas estáveis compostas pelos íons de cada composto. Entretanto, também
vimos que os compostos metálicos são formados, igualmente, por arranjos reticulares de íons (cátions metálicos), que dão estabilidade ao material —
os metais são excelentes condutores elétricos e térmicos.
 COMENTÁRIO
Possivelmente, a essa altura da discussão, você já deve ter visualizado em sua mente o que difere essencialmente esses dois tipos de materiais e,
possivelmente, está entendendo a diferença entre essas duas características de condutividade. A diferença está no tipo de ligação. Os sólidos iônicos
são constituídos de cátions e ânions com suas respectivas eletrosferas de octeto completo comprometidos em neutralização mútua.
A única possibilidade de condução elétrica para um composto iônico é quando ele está solúvel em água e, nessa situação, sua rede cristalina é
desfeita e os íons dissociados estão livres no meio aquoso, proporcionando a condução. Por outro lado, a ligação metálica é caracterizada pelos
elétrons deslocalizados ainda na rede cristalina sólida. Muito embora exista um arranjo reticular, essa rede é imersa na nuvem de elétrons que
conferem capacidade condutora térmica e elétrica.
Essa fluidez eletrônica observada nos metais, característica da ligação metálica, confere, além da condutividade, brilho ao composto sólido. Quando
estudamos o átomo de Bohr, vimos que o terceiro postulado estabelece que os elétrons, quando recebem energia externa, “saltam” de seu nível
energético para outro mais energético e, quando retornam, devolvem aquela energia adquirida na forma de energia eletromagnética na região visível.
Esse brilho que observamos nas superfícies metálicas polidas é fruto dessa emissão eletromagnética promovida pela imensa quantidade de elétrons
em transição nos metais, propriedade que nenhum outro material covalente e iônico apresenta de forma marcante e geral.
 
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É importante ressaltar que a ligação metálica também é responsável pelas propriedades mecânicas observadas nos metais. Os metais são, em geral,
mais plásticos que os compostos iônicos, conseguindo se deformar para não romper quando submetidos a exigências externas de compressão ou
tração. Podemos ver isso quando um metal é tracionado e se ajusta a essa situação, formando fios.
Portanto, propriedades destacadas de ductibilidade, maleabilidade e tenacidade só são possíveis nos metais por conta dessa fluidez eletrônica,
situação oposta à das ligações iônicas fortes e rígidas nos seus respectivos sólidos. É característica dos sólidos iônicos serem duros e quebradiços.
A ligação covalente, por sua vez, permite, em alguns de seus compostos, essas propriedades de maleabilidade e ductilidade observadas nos metais,
mas por outras razões. A característica de compartilhamento de elétrons dessa ligação possibilita, em certos casos, a formação de longas cadeias
atômicas, e essa característica se estende ao longo de todo o material, como ocorre nos polímeros que citamos anteriormente.
Ligações duplas alternadas com simples, o efeito de ressonância e deslocalização eletrônica aproxima certos compostos covalentes da característica
metálica de nuvem de elétrons, e suas propriedades tendem, mesmo que timidamente, a se assemelhar.
 ATENÇÃO
É importante lembrar que, estruturalmente, um material molecular (ou covalente) é bem diferente de um iônico e de um material metálico (que são
diferentes também entre si).
O material covalente está organizado em moléculas, e é compensador analisarmos esse quadro. Vimos que a ligação covalente, caracterizada por
compartilhamento de elétrons, apresenta um par eletrônico que é compartilhado por ambos os átomos.
 
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 Diferentes estruturas dos materiais. Superior esquerdo: organização atômica, superior direito: composto iônico; inferior esquerdo: metal e inferior
direito: composto molecular.
Todavia, a diferença de eletronegatividade entre os participantes da ligação faz com que esse par de elétrons, apesar de pertencer aos dois átomos,
esteja mais deslocado para um deles (o mais eletronegativo). Esse deslocamento faz com que haja uma concentração da densidade eletrônica da
molécula inteira deslocada para um de seus lados. Acompanhe esse fenômeno para a molécula de HCl:
Na figura, representamos apenas o par de elétrons da ligação e notamos que ele está mais próximo do cloro em virtude de sua maior
eletronegatividade. Não só isso, pois toda a densidade eletrônica da molécula se concentra mais naquela região, gerando ali uma carga parcial, não
formal, negativa (δ-); consequentemente, surge uma carga parcial positiva (δ+) na região do hidrogênio.
Na figura, é representado o vetor momento de dipolo, indicado como uma seta apontando sempre para a região mais negativa. Podemos pensar,
então, a molécula de HCl como um dipolo, como indicado a seguir:
Moléculas que apresentam dipolo elétrico são chamadas polares. A interação de moléculas polares faz com que a força entre elas seja a mais intensa
de todas a covalentes.
Por outro lado, moléculas como o H2, que já conhecemos, não apresentam diferença de eletronegatividade entre os átomos participantes da ligação;
logo, não existe formação de dipolos. Porém, os dipolos surgem temporariamente de forma instantânea. Isso é possível porque a dinâmica de
movimentação dos elétrons faz com que, em determinado instante, a densidade eletrônica se deforme e se acumule num lado específico da molécula.
Nesse momento, surge o dipolo, mas logo se desfaz, pois os elétrons se deslocam para outra região.
Quando o dipolo instantâneo é formado numa molécula, um dipolo oposto induzido por ela numa outra que está ao seu lado surge,
consequentemente. Esta induzirá o dipolo de uma terceira, e assim acontece ao longo de todo o material com dipolos surgindo, desaparecendo e
sendo induzidos a todo o tempo. Obviamente, a força que une esse tipo de molécula é mais fraca que a do dipolo permanente.
Essa diferença de intensidades das forças entre as moléculas faz com que os compostos covalentes sejam os únicos das três classes que apresentam
materiais líquidos e gasosos também.
 SAIBA MAIS
A exceção é representada pelo mercúrio, que é o único metal líquido que se conhece.
A ligação fraca entre as moléculas faz com que elas se afastem umas das outras, caracterizando, portanto, os estados líquidos e gasosos,
dependendo do grau de afastamento entre elas.
Assim, as propriedades oriundas dos compostos covalentes são ditadas pela força de união entre suas moléculas. Fica claro que as forças entre as
moléculas covalentes são mais fracas do que as envolvidas em compostos iônicos. De fato, as forças iônicas são as maisfortes dentre as três que
analisamos em nosso estudo.
Sendo assim, as propriedades específicas ponto de fusão e ponto de ebulição, por exemplo, são menores que as dos compostos iônicos, como pode
ser visto na tabela a seguir:
Substância Ferro NaCl Etanol
Ligação Metálica Iônica Covalente
Ponto de fusão (°C) 1811 801 -114
Ponto de ebulição (°C) 3134 1465 78
 Atenção! Para visualizaçãocompleta da tabela utilize a rolagem horizontal
Autor: OLIVEIRA, M. A. S.
Dessa forma, após verificarmos a ligação química e como essa influência ocorre, podemos montar o seguinte quadro:
TIPO DE
SUBSTÂNCIA
ELEMENTOS
FORMADORES
P. F. e P. E. (°C) ESTADO FÍSICO
Condutividade
elétrica
SÓLIDO LÍQUIDO
Iônica Metal e ametal Altos Sólido Não Sim
Covalente Ametal e ametal Baixos
Sólidos, líquidos ou
gasosos
Não Não
Metálica Metal e metal
Geralmente
altos
Sólido Sim Sim
 Atenção! Para visualizaçãocompleta da tabela utilize a rolagem horizontal
Autor: OLIVEIRA, M. A. S.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. O CICLO DE BORN-HABER:
A) Indica o ciclo energético de formação de redes cristalinas.
B) Trata das transformações de estados físicos das substâncias.
C) Mostra as propriedades das três classes de ligações químicas.
D) Trata das etapas da formação dos compostos moleculares.
E) Evidencia as energias envolvidas na formação dos metais.
2. OS ALTOS PONTOS DE FUSÃO DOS SÓLIDOS IÔNICOS:
A) Formam redes cristalinas estáveis de íons com forças elevadas.
B) Formam cadeias contínuas de átomos, que, por sua vez, formam os polímeros.
C) Não são formados por metais em sua rede cristalina.
D) Apresentam o “mar de elétrons” que causa a estabilidade desses compostos.
E) São formados, exclusivamente, por ametais.
GABARITO
1. O ciclo de Born-Haber:
A alternativa "A " está correta.
 
Mostra as etapas e as energias envolvidas na formação de sólidos iônicos.
2. Os altos pontos de fusão dos sólidos iônicos:
A alternativa "A " está correta.
 
A rede cristalina é altamente estável para os compostos iônicos, pois muita energia é liberada na sua formação.
CONCLUSÃO
CONSIDERAÇÕES FINAIS
Neste tema, pudemos entender por que os átomos precisam realizar ligações químicas. A formação do octeto é condição essencial para que os
átomos se estabilizem eletronicamente e adquiram configuração de orbital completamente preenchido. Nesse contexto, a representação de Lewis, que
prevê essa estabilidade, mostrou-se um meio extremamente didático para o entendimento desses processos.
Descobrimos que existem, basicamente, três maneiras dos átomos se combinarem para atingirem seu octeto completo. Ligações iônicas, covalentes e
metálicas são caracterizadas, respectivamente, pela troca de elétrons entre um metal e um não metal e o compartilhamento de elétrons entre ametais
e o mar de elétrons, ou seja, uma nuvem de elétrons deslocalizados que permeia uma estrutura ordenada de cátions metálicos.
Por fim, conhecemos a estreita relação entre as características das ligações químicas e as propriedades que os materiais apresentam.
AVALIAÇÃO DO TEMA:
REFERÊNCIAS
RUSSEL, J. B. Química Geral - vols. 1 e 2. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 1994.
ATKINS, P. A.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2001.
GREENWOOD, N. N.; EARNSHAW, A. Chemistry of the elements. 1. ed. Londres: Butterworth Heinemann, 1995.
CALLISTER JR., W. D. Materials science and engineering: an introduction. 4. ed. Nova York: John Wiley and Sons, 1997.
EXPLORE+
Aprenda mais sobre interações intermoleculares no artigo científico Interações intermoleculares e o fenômeno da solubilidade: explicações de
graduandos em química.
CONTEUDISTA
Marco Aurélio Souza de Oliveira
 CURRÍCULO LATTES
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