CAP II Introdução à ligação química

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INTRODUÇÃO 
À LIGAÇÃO QUÍMICA 
E M BUSCA D E U M A CONFIGURAÇÃO 
ESTÁVEL 
De que maneira os átomos se combinam para formar 
moléculas, e por que os átomos formam ligações? Uma 
molécula será formada somente se esta for mais estável e 
tiver menor energia do que os átomos individuais. 
Para compreendermos o que está acontecendo em 
termos de estrutura eletrônica, consideremos inicialmente 
os elementos do Grupo 18. Eles compreendem os gases 
nobres, o hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio e 
radônio, conhecidos por sua inércia química. Os átomos dos 
gases nobres geralmente não reagem com nenhum outro 
átomo, e suas moléculas são monoatómicas, isto é, contém 
apenas um átomo. A baixa reatividade decorre do fato de 
suas energias já serem baixas, e não poderem ser diminuídas 
ainda mais através da formação de compostos. A baixa 
energia dos gases está associada ao fato deles terem o nível 
eletrônico mais externo completamente preenchido. Essa 
estrutura é frequentemente denominada estrutura de gás 
nobre, e se constitui num arranjo de elétrons particularmente 
estável. 
A formação de ligações químicas envolve normalmente 
só os elétrons do nível mais externo do átomo e, através da 
formação de ligações, cada átomo adquire uma configuração 
eletrônica estável. O arranjo eletrônico mais estável é a 
estrutura de um gás nobre, e muitas moléculas possuem 
essa estrutura. Contudo, arranjos menos estáveis que a de 
gás nobre ocorrem regularmente nos elementos de transição. 
TIPOS D E LIGAÇÕES 
Os átomos podem adquirir uma configuração eletrônica 
es tável por três maneiras: perdendo, recebendo ou 
compartilhando elétrons. 
Os elementos podem ser classificados em: 
1. Elementos eletropositivos, cujos átomos perdem um ou 
mais elétrons com relativa facilidade. 
2. Elementos eletronegativos, que tendem a receber 
elétrons. 
3. Elementos com reduzida tendência de perder ou receber 
elétrons. 
Dependendo do caráter eletropositivo ou eletronegativo 
dos átomos envolvidos, três tipos de ligações químicas 
podem ser formadas. 
Elemento eletropositivo 
+ 
Elemento eletronegativo 
Elemento eletronegativo 
Ligação iónica 
Ligação covalente 
Elemento eletronegativo 
E1 emento eletropositivo 
Ligação metálica 
Elemento eletropositivo 
A ligação íõnica envolve a transferência completa de 
um ou mais elétrons de um átomo para outro. A ligação 
covalente envolve o cc*npartilhamento de um par de elétrons 
entre dois átomos, e na ligação metálica os elétrons de 
valência são livres para se moverem livremente através de 
todo o cristal. 
Esses tipos de ligações são representações idealizadas. 
Embora um dos tipos de ligação geralmente predomine, na 
maioria das substâncias as ligações se encontram em algum 
ponto entre essas formas limites. Por exemplo, o cloreto de 
lítio é considerado um composto iônico, mas ele é solúvel 
em álcool, o que sugere um certo caráter de ligação covalente. 
Caso os três tipos limites de ligações sejam colocados nos 
vértices de um triângulo, os compostos com ligações que 
tendem a pertencer a um dos três tipos limites serão 
representados por pontos próximos dos vértices. Compostos 
com ligações intermediárias entre dois tipos, situar-se-ão ao 
longo dos lados do triângulo, enquanto que compostos 
= r : r ; i . - . : i r . i : in :i:;::e::5ticas dos três tipos de 
ligação serão representados por pontos no interior do 
triângulo. 
TRANSIÇÕE5 ENTRE 0 5 PRINCIPAIS T I P P S DE LI5AÇÛE5 15 
TRANSIÇÕES E N T R E OS PRINCIPAIS TIPOS 
D E LIGAÇÕES 
Poucas ligações são totalmente iónicas, covalentes ou 
metálicas. A maioria das ligações são intermediárias entre 
esses três tipos e possuem algumas características de duas 
delas, às vezes das três. 
Ligações iónicas 
Formam-se ligações iónicas quando elementos eletro-
positivos reagem com elementos eletronegativos. 
Considere o composto iônico cloreto de sódio. O átomo 
de sódio tem a configuração eletrônica l s 2 2s2 2p 6 3 S 1 . O 
primeiro e o segundo níveis eletrônicos estão completamente 
preenchidos, mas o terceiro nível contém somente um 
elétron. Quando esse átomo reage, ele o faz de maneira a 
atingir uma configuração eletrônica mais estável. Os gases 
nobres apresentam um arranjo eletrônico estável, sendo o 
neônio o gás nobre mais próximo do sódio, cuja configuração 
é l s 2 2s2 2p 6. Se o átomo de sódio perder o elétron de seu 
nível mais externo, ele atingirá uma configuração eletrônica 
estável, e assim fazendo o sódio adquire uma carga positiva 
+ 1, sendo denominado íon sódio, N a + . A carga positiva 
surge porque o núcleo contém 11 prótons, cada qual com 
uma carga positiva, mas restam apenas 10 elétrons. Os 
átomos de sódio tendem a perder elétrons dessa maneira 
quando lhes é fornecida energia. Logo, o sódio é um elemento 
eletropositivo. 
Na -» Na+ + elétron 
átomo de sódio íon de sódio 
Átomos de cloro possuem a configuração eletrônica l s 2 
2s2 2p 6 3s2 3p 5. Falta apenas um elétron para se chegar a 
estrutura estável do gás nobre argônio l s 2 2s2 2p 6 3s2 3p 6. 
Assim, quando os átomos de cloro reagem, recebem um 
elétron. O cloro é, portanto, um elemento eletronegativo. 
Cl + elétron-» CL 
átomo de cloro íon cloreto 
Adquirindo um elétron, o átomo de cloro eletricamente 
neutro se transformará num íon cloreto, que possui uma 
carga negativa, Cl". 
M e t á l i c a 
Li 
/ \ 
A g N a 3 B i 
/ \ 
S n N a 3 S b 
/ \ 
A s N a 3 A S 
/ \ 
Te N a 3 P 
/ \ 
S N a 3 N 
\ 
• CCI4 - B F 3 - B e F 2 - N a 3 0 l 2 - C I F - O F 2 - N F 3 
- I F , - S F 6 - P F 6 • S i F 4 - A I F 3 - M g F 2 
C o v a l e n t e 
\ 
C s F 
I ó n i c a 
Figura 2.1 — Triângulo ilustrando as transições entre ligações iônica, 
covalente e metálica (reproduzido de "Chemical Constitution" de 
J.A.A. Ketelaar, Elsevier) 
Quando sódio e cloro reagem entre si, o elétron no nível 
mais externo do átomo de sódio é transferido para o átomo 
de cloro, de modo a formar íons sódio, Na + , e íons cloreto, 
Cl". Atração eletrostática entre os íons positivos e negativos 
os mantêm juntos num retículo cristalino. O processo é 
energeticamente favorecido, pois os dois tipos de átomos 
atingem a configuração eletrônica estável de gás nobre, tal 
que o cloreto de sódio, Na + Cl", é facilmente formado. Isso 
pode ser ilustrado graficamente por meio de um diagrama 
de Lewis, no qual os elétrons externos são representados 
por pontos: 
Na Cl [Na] + + 
átomo de sódio átomo de cloro 
Cl 
A formação de cloreto de cálcio CaCl2 pode ser explicada 
de maneira semelhante. Os átomos de cálcio possuem dois 
elétrons no nível mais externo. O Ca é um elemento 
eletropositivo, de modo que cada átomo de Ca perde dois 
elétrons para dois átomos de Cl, gerando um íon cálcio, 
Ca2 + , e dois íons cloreto, Cl". Considerando-se apenas os 
elétrons mais externos, a reação pode ser representada como 
se segue: 
C a : + 
C l : 
C l 
[ C a ] 2 + + 
á t o m o de cálcio á tomos de cloro íon cálcio 
C l 
C l 
íons cloreto 
Ligações covalentes 
Quando dois átomos eletronegativos reagem entre si, 
ambos têm a tendência de receber elétrons mas nenhum 
mostra tendência alguma de ceder elétrons. Nesses casos os 
átomos compartilham elétrons para atingir a configuração 
eletrônica de gás nobre. 
Vamos inicialmente considerar o diagrama abaixo, que 
mostra como dois átomos de cloro Cl reagem para formar 
uma molécula de Cl 2 (estão sendo representados apenas os 
elétrons mais externos): 
Cl Cl Cl Cl 
átomos de cloro molécula de cloro 
Cada átomo de cloro compartilha um de seus elétrons 
com o outro átomo. Assim, um par de elétrons é compar-
tilhado igualmente pelos dois átomos, de modo que cada 
átomo possui agora oito elétrons em seu nível mais externo 
(um octeto estável) — a estrutura de gás nobre do argônio. 
Na representação gráfica (estrutura de Lewis) o par de 
elétrons compartilhado é representado por dois pontos en-
16 INTRODUÇÃO À LIBAÇÃO QUÍMICA 
tre os átomos, Cl : Cl. Na representação por ligações de 
valência essespontos são substituídos por uma linha que 
representa uma ligação, Cl-Cl. 
Analogamente, uma molécula de tetraclorometano, 
CC14, é obtida a partir de um átomo de carbono e quatro 
átomos de cloro: 
+ 4 • Cl 
Cl 
->C1 : C 
Cl 
Cl 
O átomo de carbono necessita de quatro elétrons para 
chegar à estrutura de gás nobre, de modo que ele formará 
quatro ligações. Os átomos de cloro precisam de um elétron 
para chegar à estrutura de gás nobre, e cada um deles formará 
uma ligação. Compartilhando elétrons dessa maneira, tanto 
o átomo de carbono como os quatro átomos de cloro atingem 
a estrutura de um gás nobre. Deve-se frisar, contudo, que 
embora seja possível obter moléculas dessa maneira e 
entender suas estruturas eletrônicas, não se pode concluir 
que os átomos envolvidos reajam diretamente. No presente 
caso, carbono e cloro não reagem diretamente entre si, sendo 
que o tetraclorometano é obtido por reações indiretas. 
Uma molécula de amónia NH 3 é constituída por um 
átomo de nitrogénio e três de hidrogénio: 
N • + 3[H] -> H : N : H 
H 
O átomo de nitrogénio necessita de três elétrons para 
chegar à estrutura de um gás nobre, enquanto que os átomos 
de hidrogénio precisam receber um elétron para chegar à 
estrutura de um gás nobre. O átomo de nitrogénio forma 
três ligações, enquanto cada átomo de hidrogénio forma uma 
única ligação, para alcançar uma configuração estável. Um 
par de elétrons do átomo de nitrogénio não participa da 
formação de ligações, sendo denominado par isolado de 
elétrons. 
A água (com duas ligações covalentes e dois pares 
isolados) e fluoreto de hidrogénio (uma ligação covalente e 
três pares isolados), são mais alguns exemplos de compostos 
com ligações covalentes. 
H : O 
H 
H : 
discutida no capítulo 6). Um procedimento alternativo é 
"quebrar" (teoricamente) a molécula, removendo-se todos 
os á tomos ligados na forma de íons e, em seguida, 
determinando a carga remanescente no átomo central. Deve-
se frisar que as moléculas não são realmente destruídas, 
nem os elétrons são realmente removidos. Por exemplo, na 
água, H 2 0, a retirada de dois íons H + deixa uma carga -2 no 
átomo de oxigénio, tal que o estado de oxidação do O na 
água é (-II) . Analogamente, no H2S o estado de oxidação do 
S é (-II); no F 20 o estado de oxidação do O é (+ II); no SF4 
o estado de oxidação do S é (+ IV), enquanto que no SF6 o 
estado de oxidação do S é (+ VI). O conceito de número de 
oxidação funciona igualmente bem no caso de compostos 
iónicos. Assim, no CrCl 3 o átomo de Cr tem estado de 
oxidação (+ III) e forma íons Cr3 + e no caso do CrCl2 o Cr 
se encontra no estado de oxidação ( + 11), ou seja na forma 
de íons Cr2 + . 
Ligações coordenativas 
Uma ligação covalente resulta do compartilhamento de 
um par de elétrons por dois átomos, sendo que cada um 
deles contribui com um elétron para a formação da ligação. 
É possível também ter ligações nos quais o par de elétrons 
provém de apenas um dos átomos, sendo que o outro não 
contr ibui com nenhum e lé t ron . Essas l igações são 
denominadas ligações coordenativas ou dativas. Visto que 
nos compostos de coordenação um par de elétrons é 
compartilhado por dois átomos, a diferença em relação às 
ligações covalentes normais reside apenas na maneira em 
que as ligações são formadas. Uma vez formada, as ligações 
coordenativas são idênticas às ligações covalentes normais. 
Embora a molécula de amónia tenha uma configuração 
eletrônica estável, ela pode fazer uso de seu par de elétrons 
isolados para se ligar a um íon H + , formando o íon amónio, 
N H 4 + : 
H H 
+ 
H 
1 
H : N : + [H] + -> H : N H ou 
1 
H — N ->H 
1 
H H 
1 
H 
Ligações covalentes normais são geralmente repre-
sentadas por uma linha reta unindo os átomos envolvidos. 
Por sua vez, as ligações coordenativas são representadas 
por setas que indicam qual é o átomo que está doando os 
elétrons. Da mesma forma que no caso do íon NH 4 + , a 
amónia pode doar o par isolado para o trifluoreto de boro. 
Assim, o boro atinge a configuração estável de oito elétrons. 
Números de oxidação 
O número de oxidação de um elemento num composto 
covalente é calculado inicialmente considerando-se que os 
elétrons compartilhados pertencem ao elemento mais 
eletronegativo. A seguir determina-se a carga teórica 
remanescente em cada átomo (a eletronegatividade será 
H 
H 
H 
H : N : + B : F - » H — N -» B — F 
H 
TRANSIÇÕES ENTRE 0 5 P R I N C I P A S TIPOS DE LIBAÇÕES 17 
Analogamente, uma molécula de BF3 pode receber um 
par de elétrons de um íon F" formando uma ligação dativa. 
+ B : F -» F —B —F 
Dentre os vários outros exemplos podemos citar: 
PC1S + cr 
SbF5 + F" 
• [PC16] 
[SbF6]-
Ligações duplas e triplas 
Às vezes dois átomos compartilham mais de um par de 
elétrons. Se quatro elétrons são compartilhados, formam-se 
duas ligações, e esse arranjo é chamado de ligação dupla. 
Se seis elétrons são compartilhados, forma-se uma ligação 
tripla: 
H H 
C : C 
H 
H : C 
H 
C : H 
H H 
\ / 
C = C 
/ \ 
H H 
H : C = C : H 
molécula de eteno 
(ligação dupla) 
molécula de etino 
(ligação tripla) 
Ligações metálicas e estruturas metálicas 
Os metais são formados por íons positivos empacotados, 
normalmente segundo um dos três arranjos: 
1. Cúbico de empacotamento compacto (também chamado 
cúbico de face centrada). 
2. Hexagonal compacto. 
3. Cúbico de corpo centrado. 
Os elétrons negativamente carregados mantêm esses 
íons unidos. O número de cargas positivas e negativas são 
exatamente iguais, visto que os elétrons se originam dos 
átomos neutros dos metais. As propriedades mais marcantes 
dos metais são suas condutividades elétrica e térmica 
extremamente elevadas. Ambas decorrem da mobilidade dos 
elétrons através do retículo. 
Os arranjos dos átomos nessas três estruturas metálicas 
são mostrados na Fig. 2.2. Em dois desses arranjos (o cúbico 
compacto e o hexagonal compacto) os átomos se encontram 
o mais próximo possível uns dos outros. Nesses casos, supõe-
se que os íons metálicos se comportem como se fossem 
esferas, dispostas de modo a preencher o espaço da maneira 
a mais efetiva possível, como mostrado na Fig. 2.3a. Assim, 
cada esfera toca seis outras esferas numa mesma camada. 
Uma segunda camada de esferas se dispõe sobre essa 
primeira camada, de modo que as partes protuberantes dessa 
nova camada se encaixem nas concavidades da primeira, 
Figura 2.2 — As três estruturas metálicas, a) Estrutura hexagonal de 
empacotamento compacto mostrando a sequência de camadas ABABAB... 
e os 12 vizinhos que circundam cada esfera, b) Estrutura cúbica de 
empacotamento compacto (o número de coordenação também é 12) 
mostrando camadas repetidas ABCABC. c) Estrutura cúbica de corpo 
centrado mostrando os 8 vizinhos que circundam cada esfera 
como mostrado na Fig. 2.4a. Uma esfera da primeira camada 
toca três esferas da camada situada acima dela e três esferas 
da camada situada abaixo dela, além das seis esferas da 
própria camada, perfazendo assim um total de doze. 
Portanto, o número de coordenação, ou seja, o número de 
átomos ou íons em contato com um determinado átomo, é 
igual a doze num arranjo de empacotamento compacto. 
Nesse caso, as esferas ocupam 74% do espaço total. 
Todavia, dois arranjos diferentes são possíveis quando 
se adiciona uma terceira camada de esferas, preservando 
cada uma delas o arranjo de empacotamento compacto. 
Se a primeira esfera da terceira camada for colocada na 
depressão X mostrada na Fig. 2.4a, então esta esfera ficará 
exatamente acima de uma esfera da primeira camada. 
Portanto, todas as esferas da terceira camada estarão situadas 
exatamente acima de outra esfera da primeira camada, como 
mostrado na Fig. 2.2a. Se a primeira camada for representada 
por A e a segunda por B, o esquema de empacotamento 
compacto que se repete é ABABAB... Essa estrutura apresenta 
simetria hexagonal e por isso é designada estrutura hexago-
nal compacta. 
Alternativamente, a primeira esfera da terceira camadapode ser colocada numa depressão, tal como mostrada na 
Fig. 2.4a. Nesse caso, essa esfera não estará exatamente 
acima de uma esfera da primeira camada. Logo todas as 
18 INTRODUÇÃO À LIBAÇÃO QUÍMICA 
a) b) 
F i g u r a 2.3 — Diferentes possibilidades de empacotamento de esferas 
iguais em duas dimensões, a) empacotamento compacto (preenche 74% 
do espaço), b) cúbico de corpo centrado (ocupa 68% do espaço) 
esferas da terceira camada não es ta rão localizadas 
exatamente acima das esferas da primeira camada (Fig. 2.4b). 
Se cada uma das três camadas for representada por A, B e 
C, então o esquema de repet ição das camadas será 
ABCABCABC... (Fig. 2.2b). Essa estrutura apresenta simetria 
cúbica e é denominada estrutura cúbica compacta. Um nome 
alternativo é estrutura cúbica de face centrada. A diferença 
entre os empacotamentos hexagonal e cúbico compactos está 
representada na Fig. 2.5. 
Formas aleatórias de empacotamento, tais como ABABC 
ou ACBACB, são possíveis mas estes raramente ocorrem de 
fato. Todavia, os empacotamentos densos hexagonal 
ABABAB e cúbico ABCABC são muito comuns. 
A terceira estrutura metálica comum é denominada 
estrutura cúbica de corpo centrado (Fig. 2.2c). As esferas se 
encontram empacotadas segundo camadas, como mostrado 
na Fig. 2.3b. As esferas da segunda camada ocupam as 
depressões da primeira camada e as esferas da terceira 
camada ocupam as depressões da segunda camada. Nesse 
caso, as esferas da terceira camada também se situam 
imediatamente acima das esferas da primeira camada. 
Contudo, essa forma de empacotamento é menos eficiente 
na ocupação do espaço que o empacotamento compacto 
(compare as Figs. 2.3a e b). Numa estrutura cúbica de corpo 
centrado, as esferas ocupam 68% do espaço total e 
apresentam número de coordenação 8, enquanto que na 
estrutura de empacotamento compacto 74% do espaço são 
ocupados e o número de coordenação é 12. Os metais sempre 
possuem estruturas com elevado número de coordenação. 
a) b) 
Figura 2.4 — Camadas suporpostas de esferas de empacotamento 
compacto, a) duas camadas de esferas de empacotamento compacto (a 
segunda camada está sombreada), b) três camadas de esferas de 
empacotamento compacto (segunda camada sombreada, terceira 
camada, círculos pretos). Observe que a terceira camada não se situa 
acima da primeira; trata-se pois de um arranjo ABCABC... (cúbico de 
empacotamento compacto) 
a) b) 
Figura 2.5 — Disposição dos 12 vizinhos mais próximos, em estruturas 
hexagonal e cúbica de empacotamento compacto. (Observe que as 
camadas superior e central são iguais, mas na estrutura cúbica de 
empacotamento compacto a camada inferior sofre uma rotação de 60' 
em relação à estrutura hexagonal de empacotamento compacto), a) 
hexagonal de empacotamento compacto, b) cúbico de empacotamento 
compacto 
As teorias de ligação em metais e ligas metálicas serão 
descritas no Capítulo 5. 
A ligação metálica não ocorre somente em metais e 
ligas, mas também em vários outros tipos de compostos: 
1. Boretos, carbetos, nitretos e hidretos intersticiais 
formados pelos elementos de transição (e também por 
alguns dos lantanídios). Alguns haletos de metais de 
transição de baixo estado de oxidação também per-
tencem a esse grupo, pois os compostos apresentam 
condutividade elétrica e imagina-se que contenham 
elétrons livres localizadas em bandas de condução. 
2. Compostos do tipo "cluster" dos metais de transição e 
compostos do tipo "cluster" do boro, nos quais as 
ligações covalentes se encontram deslocalizadas ao 
longo de vários átomos. Nesse caso, as ligações são 
equivalentes a uma forma restrita de ligação metálica. 
3. Um grupo de compostos com ligação metal-metal, que 
inclui os carbonilmetálicos. Os compostos do tipo "clus-
ter" (aglomerados) e os compostos com ligações metal-
metal têm ajudado na compreensão do papel dos metais 
como catalisadores. 
Pontos de fusão 
Os compostos iónicos são geralmente sólidos, com 
elevados pontos de fusão e de ebulição. Ao contrário, os 
compostos covalentes são geralmente gases, líquidos ou 
sólidos de baixo ponto de fusão. Esses contrastes são 
decorrentes das diferenças nas ligações e na estrutura dos 
mesmos. 
Os compostos iónicos são constituídos por íons positivos 
e negativos, dispostos de maneira regular num retículo 
cristalino. A atração entre os íons é de natureza eletrostática 
e não-direcional, estendendo-se igualmente em todas as 
direções. Fundir o composto significa romper o retículo. Isso 
requer uma energia considerável. Por isso, os pontos de fusão 
e de ebulição geralmente são elevados e os compostos são 
muito duros. 
TRAN5IÇÛE5 ENTRE 0 5 P R I N C I P A S TIPOS DE LIBAÇÕES 19 
Compostos contendo ligações covalentes são, em geral, 
consti tuídos por moléculas discretas. As ligações são 
direcionais e fortes ligações covalentes mantêm os átomos 
unidos para formar uma molécula. No estado sólido, as 
moléculas são mantidas por forças de van der Waals fracas. 
Para fundir ou evaporar os compostos, precisamos apenas 
fornecer uma quantidade de energia suficiente para 
sobrepujar as forças de van der Waals. Consequentemente, 
compostos covalentes são geralmente gases, líquidos ou 
sólidos moles, com baixo ponto de fusão. 
Em alguns casos, como no diamante e na sílica, Si0 2, 
todos os átomos estão ligados covalentemente formando um 
retículo gigante, ao invés de moléculas discretas. Nesses 
casos, existe um retículo tridimensional, apresentando 
ligações covalentes fortes em todas as direções. Uma grande 
quantidade de energia é necessária para romper esse retículo. 
Por isso o diamante, a sílica e outros materiais que possuem 
retículos tridimensionais gigantes são muito duros e 
apresentam elevados pontos de fusão. 
Condutividade 
Compostos iónicos conduzem a eletricidade quando 
fundidos ou em solução. A condução se deve aos íons que 
migram para os respectivos eletrodos sob a ação de um 
potencial elétrico. Se uma corrente elétrica for passada 
através de uma solução de cloreto de sódio, os íons Na + 
serão atraídos pelo eletrodo negativo (cátodo), onde eles 
recebem um elétron e formam átomos de sódio. Os íons Cl" 
são atraídos pelo eletrodo positivo (ânodo), onde eles perdem 
um elétron e se transformam em átomos de cloro. Esse 
processo é designado eletrólise. As transformações ocorridas 
se devem à transferência de elétrons do cátodo para o ânodo, 
mas a condução ocorre por um mecanismo iônico en-
volvendo a migração dos íons positivos e negativos em 
direções opostas. 
No estado sólido, os íons estão presos a lugares definidos 
no retículo cristalino. Como eles não podem migrar, são 
incapazes de conduzir eletricidade por aquele mecanismo. 
Contudo, é errado afirmar que sólidos iónicos não conduzem 
eletricidade, sem definir melhor o que queremos dizer. O 
cristal pode conduzir eletricidade em pequeno grau por 
semicondução, se ele contiver defeitos. Suponha que uma 
posição no retículo esteja desocupado e haja uma "vacância" 
nesse local. Um íon pode migrar de sua posição normal no 
retículo para essa posição desocupada. Ao fazer isso, cria 
uma vacância num outro local. A nova vacância pode ser 
preenchida por outro íon, e assim por diante. Assim, a 
vacância pode migrar através do cristal e uma carga seria 
transportada no sentido inverso. Evidentemente, a 
quantidade de corrente conduzida desse modo é muito 
pequena, mas mesmo assim, os semicondutores são de 
grande importância nos modernos dispositivos eletrônicos. 
Os metais conduzem a eletricidade mais eficientemente 
que qualquer outro material, mas nesse caso a condução se 
deve ao movimento de elétrons e não de íons. 
Compostos covalentes não contêm íons (em contraste 
com os compostos iónicos), nem elétrons móveis (ao 
contrário dos metais). Por isso, são incapazes de conduzir a 
corrente elétrica, tanto no estado gasoso como no líquido 
ou no sólido. Compostos covalentes são, portanto, isolantes. 
Solubilidade 
Se forem solúveis , os compostos iónicos serão 
dissolvidospreferencialmente em solventes polares. São 
solventes com elevada constante dielétrica, tais como água 
ou os ácidos minerais. Compostos covalentes normalmente 
não são solúveis nesses solventes, mas se forem solúveis 
dissolver-se-ão preferencialmente em solventes apoiares 
(orgânicos) de baixa constante dielétrica, tais como benzeno 
ou tetraclorometano. A regra geral é formulada às vezes como 
"semelhante dissolve semelhante". Assim, os compostos 
iónicos geralmente são solúveis em solventes polares 
(iónicos) e compostos covalentes em solventes apoiares 
(covalentes). 
Velocidade das reações 
Geralmente os compostos iónicos reagem muito 
rapidamente, ao passo que os compostos covalentes 
geralmente reagem lentamente. As espécies envolvidas nas 
reações iónicas são íons, e como estes já se encontram 
presentes no meio, basta que eles colidam com o outro íon. 
Por exemplo, durante o teste com nitrato de prata, para 
verificar a presença de íons cloreto numa solução, a 
precipitação de cloreto de prata é muito rápida. 
A g + + Cl" -> AgCl 
Nas reações envolvendo compostos covalentes, 
geralmente há quebra de uma ligação seguida da substituição 
ou adição de um outro grupo. Logo, é necessário fornecer 
energia para quebrar a ligação. Essa energia é denominada 
energia de ativação, e frequentemente torna as reações lentas. 
As colisões entre as moléculas de reagentes só serão efetivas 
se as energias forem suficientes. Por exemplo, a redução de 
nitrobenzeno a anilina, em quantidades apreciáveis, leva 
várias horas. Analogamente, a reação de H 2 com Cl 2 é 
surpreendentemente lenta, a não ser quando a mistura é 
exposta diretamente à luz solar. Nesse caso pode haver uma 
explosão: 
C 5 H 5 N0 2 + 6[H] - » C 6 N 5 NH 2 + 2H 2 0 
H 2 -> 2H 
< Cl 2 H> 2C1 
H+C1^HC1 
É importante lembrar que geralmente as ligações não 
são 100% covalentes ou iónicas e que existem ligações de 
caráter intermediário. Se uma molécula for constituída por 
dois átomos idênticos, ambos terão a mesma eletronega-
tividade e, portanto, a mesma tendência de atrair elétrons 
(ver capítulo 6). Numa molécula desse tipo, o par de elétrons 
que forma a ligação covalente é igualmente compartilhado 
pelos dois átomos. Temos, assim, uma ligação 100% 
covalente, às vezes denominada ligação covalente apolar. 
É mais frequente a formação de moléculas a partir de 
átomos diferentes, e as eletronegatividades dos dois átomos 
envolvidos serão distintas. Considere por exemplo as 
moléculas de CIF e HF. O flúor é o átomo mais eletronegativo, 
e quando ligado covalentemente atrai elétrons com mais força 
do que qualquer outro elemento. Os elétrons da ligação 
S O INTRODUÇÃO À LIBAÇÃO QUÍMICA 
permanecem mais tempo ao redor do flúor do que junto ao 
outro átomo. Logo, o flúor adquire uma pequena carga 
negativa 8" e o outro átomo (Cl ou H) uma pequena carga 
positiva 5+. 
5+ 5- ô+ 5-
Cl—F H—F 
Embora essas ligações sejam essencialmente covalentes, 
elas possuem um certo caráter iônico e, às vezes, são 
designadas ligações covalentes polares. Nessas moléculas, 
uma carga positiva e uma carga negativa de mesmo módulo 
estão separadas por uma certa distância. Isso gera um 
momento de dipolo permanente na molécula. 
O momento dipolar de uma molécula mede a tendência 
da molécula alinhar suas cargas, quando colocadas num 
campo elétrico. Moléculas polares apresentam elevadas 
constantes dielétricas, enquanto que moléculas não-polares 
possuem constantes dielétricas baixas. A constante dielétrica 
é a razão da capacitancia de um capacitor com o material 
entre as placas à capacitancia do mesmo capacitor com vácuc 
entre elas. Realizando tais medidas poderemos determinar 
a constante dielétrica e sua magnitude indicará se o mate-
rial é polar ou apolar. 
Nos próximos capítulos, as ligações iónicas, covalentes 
e metálicas serão discutidas mais detalhadamente. 
FSA