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135Capítulo 6 • AS LIGAÇÕES QUÍMICAS
AS LIGAÇÕES QUÍMICAS6C
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Apresentação do capítulo
Nos três últimos capítulos, falamos bastante dos elementos químicos e dos átomos que
os representam. Vimos que os átomos, na natureza, raramente ficam isolados, pois tendem a se
unir uns aos outros, formando tudo o que conhecemos na Terra — das rochas aos seres vivos.
Neste capítulo, vamos explicar de que maneira os átomos se unem para formar as
substâncias químicas. Já vimos que cada substância tem sua fórmula — a da água é H2O;
a do sal comum, NaCl; a do gás carbônico é CO2, e assim por diante. Mas como foi que os
cientistas chegaram a essas fórmulas?
A História mostra que o caminho foi longo. No início do século XIX, Dalton imaginava que
os átomos se uniam sempre um a um (a fórmula da água seria HO). Somente na metade
do século XIX, a partir das idéias de Avogadro e Canizzaro, é que se consolidou a noção
de molécula que conhecemos atualmente. E só no início do século XX foi explicada a participação
dos elétrons nas ligações químicas.
Tópicos do capítulo
1 Introdução
2 Ligação iônica, eletrovalente ou
heteropolar
3 Ligação covalente, molecular ou
homopolar
4 Ligação metálica
Leitura: Ligas metálicas
C
ID
Numa simples bolha de sabão existem ligações moleculares bastante complexas.
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1 INTRODUÇÃO
Você já verificou que alguns materiais são sólidos (o carvão); outros, líquidos (a água) e outros,
gasosos (o ar); alguns são duros (granito) e outros moles (cera); alguns conduzem a corrente elétrica
(metais), outros não (borracha); alguns quebram-se facilmente (vidro), outros não (aço), e assim por
diante. Por que existe essa grande diferença de propriedades entre os materiais que conhecemos? Isso
se deve, em grande parte, às ligações existentes entre os átomos (ligações químicas) e à arrumação
espacial que daí decorre (estrutura geométrica do material). É o que vamos estudar neste capítulo e
no seguinte.
Hoje sabemos que, em condições ambientes, só os gases nobres são formados por átomos isola-
dos uns dos outros, ou seja, átomos que têm pouca tendência de se unir com outros átomos; dizemos
então que eles são muito estáveis (pouco reativos). Os átomos dos demais elementos químicos, ao
contrário, atraem-se não só mutuamente como também átomos de outros elementos, formando agre-
gados suficientemente estáveis, que constituem as substâncias compostas. Assim, por exemplo, não
existem sódio (Na) nem cloro (Cl) livres na natureza; no entanto, existem quantidades enormes de sal
comum (NaCl), em que o sódio e o cloro aparecem unidos entre si. As forças que mantêm os átomos
unidos são fundamentalmente de natureza elétrica e são responsáveis por ligações químicas.
Na metade do século XX, os cientistas já haviam percebido que o átomo de hidrogênio nunca se
liga a mais de um outro átomo. Já, por exemplo, o átomo de oxigênio pode ligar-se a dois átomos de
hidrogênio, o de nitrogênio a três de hidrogênio, o de carbono a quatro de hidrogênio, como pode-
mos ver a seguir:
Surgiu, então, a idéia de valência, entendida como a capacidade de um átomo ligar-se a outros.
Dizemos que o hidrogênio tem uma valência (é monovalente); o oxigênio tem duas valências (é bivalente);
o nitrogênio tem três valências (é trivalente); o carbono tem quatro valências (é tetravalente), e assim
por diante.
No entanto, foi somente em 1916 que os cientistas Gilbert N. Lewis e Walter Kossel chegaram a
uma explicação lógica para as uniões entre os átomos, criando a teoria eletrônica da valência. De fato,
consideremos as configurações eletrônicas dos gases nobres:
H O H H N
H
H
H
H HC
H
Com exceção do hélio, constatamos que os átomos dos gases nobres têm sempre 8 elétrons na
última camada eletrônica (é o chamado octeto eletrônico).
Foi associando a observação de que os átomos dos gases nobres têm pouca tendência a se unirem
entre si ou com outros átomos com a de que os átomos dos gases nobres têm o número máximo de
elétrons na última camada (em geral 8 elétrons, ou 2, no caso do hélio), que os cientistas Lewis e Kossel
lançaram a hipótese: os átomos, ao se unirem, procuram perder, ganhar ou compartilhar elétrons na
K L M N O P
Hélio 2
Neônio 2 8
Argônio 2 8 8
Criptônio 2 8 18 8
Xenônio 2 8 18 18 8
Radônio 2 8 18 32 18 8
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137Capítulo 6 • AS LIGAÇÕES QUÍMICAS
última camada até atingirem a configuração eletrônica de um gás nobre. Essa hipótese costuma ser
traduzida pela chamada regra do octeto:
Um átomo adquire estabilidade quando possui 8 elétrons na camada eletrônica mais
externa, ou 2 elétrons quando possui apenas a camada K.
Na prática, quando dois átomos vão se unir, eles “trocam elétrons entre si” ou “usam elétrons
em parceria”, procurando atingir a configuração eletrônica de um gás nobre. Surgem daí os três tipos
comuns de ligação química — iônica, covalente e metálica —, que estudaremos a seguir.
2 LIGAÇÃO IÔNICA, ELETROVALENTE OU HETEROPOLAR
2.1. Conceitos gerais
Vamos considerar a reação entre o sódio e o cloro, produzindo-se o cloreto de sódio:
Na " Cl NaCl
Eletronicamente, essa reação é explicada esquematicamente, com cores-fantasia, do seguinte modo:
Antes da reação
Átomo de sódio (Na0)
(2-8-1 elétrons)
Cátion sódio (Na+)
(2-8 elétrons)
Átomo de cloro (Cl0)
(2-8-7 elétrons)
Após a reação
Ânion cloreto (Cl–)
(2-8-8 elétrons)
Eletrosfera igual
à do neônio
Eletrosfera igual
à do argônio
Nesse exemplo, o átomo de sódio cede definitivamente 1 elétron ao átomo de cloro. Desse
modo, forma-se um íon positivo (cátion Na") e um íon negativo (ânion Cl#), ambos com o octeto
completo, ou seja, com a configuração de um gás nobre (no caso, neônio e argônio, respectivamen-
te). Considerando que essa explicação envolve apenas os elétrons da última camada (elétrons de
valência), é comum simplificar a representação anterior da seguinte maneira:
Na
"
Cl
#
xClNax
em que os sinais • e x estão representando exatamente os elétrons da camada mais externa. Essa repre-
sentação é chamada notação de Lewis.
U
N
IT
E
D
M
E
D
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N
TE
R
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FRANK & ERNEST® by Bob Thaves
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Tendo cargas elétricas opostas, os cátions e os ânions se atraem e se mantêm unidos pela chamada
ligação iônica, originando-se assim a substância cloreto de sódio (Na"Cl#), que é o sal comum usado
em cozinha. Na prática, porém, uma reação não envolve apenas dois átomos, mas um número enorme
de átomos, de modo que no final teremos um aglomerado envolvendo um número enorme de íons,
como mostramos na ilustração abaixo (com uso de cores-fantasia e sem escala).
Cl–
Na+
Cl–
Na+
O reticulado mostrado acima não pode ser visto,
pois os íons são extremamente pequenos (sua forma é
determinada por estudos feitos com raios X). No entan-
to, olhando com um microscópio eletrônico de varre-
dura os cristaizinhos do sal, vemos que são cúbicos, em
decorrência de sua estrutura interna.
É importante observar também que entre os áto-
mos Na0 e Cl0 e os íons Na" e Cl# há uma diferença
extraordinária. De fato, conforme discussão feita no ca-
pítulo 5, o sódio metálico (Na0) é altamente reativo #
pega fogo espontaneamente no ar (o sódio deve ser
guardado em recipientes contendo querosene ou
benzeno), explode com a água, queima a pele se o
segurarmos com a mão. O gás cloro (Cl2), por sua vez, é altamente tóxico. Pelo contrário, o sal de
cozinha (aglomerado Na"Cl#) é uma substância que ingerimostodos os dias por meio de alimentos. Em
particular, o íon Na" tem grande importância biológica, pois regula as trocas de várias substâncias entre o
sangue e as células de nosso organismo.
Vamos agora retomar as exemplificações, considerando como segundo caso a reação entre o
magnésio e o cloro:
Representações espaciais do Na"Cl#
Essa arrumação geométrica é chamada de grade, rede ou reticulado cristalino. Trata-se de
um reticulado iônico de forma cúbica.
Cl
#
2
Mg xMgx
x
Cl
Cl 2"
Cristais de NaCl colorizados artificialmente, vistos ao
microscópio. Aumento de 120 vezes.
Ou, abreviadamente: Mg " 2 Cl MgCl2
E, como terceiro exemplo, a reação entre o alumínio e o flúor:
F
#
3
Al xAlx
x
x
F
F
F
3"
Ou, abreviadamente: Al " 3 F AlF3
Como podemos observar, o número de íons que se unem é inversa-
mente proporcional às suas respectivas cargas (valências). Disso resulta
a seguinte regra geral de formulação: Ay Bx
"x #y
A
N
D
R
E
W
S
Y
R
E
D
/S
P
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K
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139Capítulo 6 • AS LIGAÇÕES QUÍMICAS
De fato, do ponto de vista matemático, temos, em módulo, + y # ("x) + % + x # (–y) +; isso garante que
a carga total positiva dos cátions possa equilibrar a carga total negativa dos ânions.
Resumindo, podemos dizer:
Ligação iônica é a força que mantém os íons unidos, depois que um átomo cede
definitivamente um, dois ou mais elétrons para outro átomo.
Eletrovalência é a carga elétrica do íon.
A ligação iônica é, em geral, bastante forte e mantém os íons firmemente “presos” no reticulado. Por
isso, os compostos iônicos são sólidos e, em geral, têm ponto de fusão e ponto de ebulição elevados.
2.2. A ligação iônica e a Tabela Periódica
A ligação iônica ocorre, em geral, entre átomos de metais com átomos de não-metais, pois:
• os átomos dos metais possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada e têm forte tendência a
perdê-los (veja os casos do Na, do Mg e do Al, nos exemplos anteriores);
• os átomos dos não-metais possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última camada e têm acentuada ten-
dência a receber mais 3, 2 ou 1 elétron e, assim, completar seus octetos eletrônicos (veja o caso
do Cl, nos exemplos anteriores).
Essa idéia pode ser generalizada se olharmos para a Tabela Periódica. Como sabemos, nas colunas A,
o número de elétrons na última camada de cada elemento coincide com o próprio número da coluna.
Sendo assim, temos:
Dessas propriedades resultam as valências (carga elétrica) de alguns íons bastante importantes:
1A
H+
2A 3A 4A 5A 6A 7A
8A
Li+
Na+
K+
Rb+
Cs+
Mg2+
Ca2+
Sr2+
Ba2+
Al3+
Ga3+
P3–
N3–
S2–
O2–
Se2–
Te2–
Cl –
F –
Br –
I –
1A
H
Li
Na
Rb
Cs
K
2A 3A 4A 5A 6A 7A
8A
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
B
Al
Ga
In
Tl
C
Si
Ge
Sn
Pb
N
P
As
Sb
Bi
O
S
Se
Te
Po
F
Cl
Br
I
At
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Os metais perdem
elétrons e se transformam
em cátions.
Os não-metais (e alguns
semimetais) ganham elétrons
e se transformam em ânions.
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