9.1 : Tipos de Ligações Químicas

As teorias de ligações químicas foram pioneiras pelo químico Americano Gilbert N. Lewis. Ele desenvolveu um modelo chamado o modelo Lewis para explicar o tipo e formação de diferentes ligações. As ligações químicas são centrais para a química; explicam como os átomos ou iões se unem para formar moléculas. Explicam porque algumas ligações são fortes e outras são fracas, ou porque um carbono se liga a dois oxigénios e não três; porque a água é H₂O e não H₄O. 

Ligações Iónicas

Iões são átomos ou moléculas que contêm uma carga eléctrica. Um catião (um ião positivo) forma-se quando um átomo neutro perde um ou mais eletrões da sua camada de valência e um anião (um ião negativo) forma-se quando um átomo neutro ganha um ou mais eletrões na sua camada de valência. Os compostos constituídos por iões são chamados compostos iónicos (ou sais), e os iões que os constituem são mantidos em conjunto por ligações iónicas: forças eletrostáticas de atração entre catiões e aniões opostamente carregados.

As propriedades dos compostos iónicos forneceram alguma luz relativamente à natureza das ligações iónicas. Os sólidos iónicos apresentam uma estrutura cristalina e tendem a ser rígidos e quebradiços; eles também tendem a ter pontos de fusão e ebulição altos, o que sugere que as ligações iónicas são muito fortes. Os sólidos iónicos são também condutores pobres de electricidade pela mesma razão—a força das ligações iónicas impede que iões se movam livremente no estado sólido. No entanto, a maioria dos sólidos iónicos dissolve-se rapidamente em água. Uma vez dissolvidos ou derretidos, os compostos iónicos são excelentes condutores de eletricidade e calor, pois os iões podem mover-se livremente.

Ligações Covalentes

Átomos não metálicos formam frequentemente ligações covalentes com outros átomos não metálicos. As ligações covalentes formam-se quando os eletrões são partilhados entre átomos e são atraídos pelos núcleos de ambos os átomos. Se os átomos que formam uma ligação covalente forem idênticos, como em H₂, Cl₂, e outras moléculas diatómicas, então os eletrões na ligação devem ser partilhados igualmente. Isto é referido como uma ligação covalente pura. Quando os átomos ligados por uma ligação covalente são diferentes, os eletrões de ligação são partilhados, mas já não são iguais. Em vez disso, os eletrões de ligação são mais atraídos por um átomo do que pelo outro, dando origem a uma mudança da densidade de eletrões em direção a esse átomo. Esta distribuição desigual de eletrões é conhecida como uma ligação covalente polar.

Os compostos que contêm ligações covalentes apresentam propriedades físicas diferentes das dos compostos iónicos. Como a atração entre moléculas, que são eletricamente neutras, é mais fraca do que entre iões eletricamente carregados, os compostos covalentes geralmente têm pontos de fusão e ebulição muito mais baixos do que os compostos iónicos. Além disso, embora os compostos iónicos sejam bons condutores de eletricidade quando dissolvidos em água, a maioria dos compostos covalentes é insolúvel em água; uma vez que são neutros em termos elétricos, são pobres condutores de eletricidade em qualquer estado.

Ligações Metálicas

As ligações metálicas são formadas entre dois átomos de metal. Um modelo simplificado para descrever a ligação metálica foi desenvolvido por Paul Drüde, denominado 'Modelo de Mar de Eletrões'. Com base nas baixas energias de ionização dos metais, o modelo afirma que os átomos de metal perdem os seus eletrões de valência facilmente e tornam-se catiões. Estes eletrões de valência criam um conjunto de eletrões desocalizados em torno dos catiões sobre todo o metal. 

Sólidos metálicos, como cristais de cobre, alumínio, e ferro, são formados por átomos de metal, e todos apresentam alta condutividade térmica e elétrica, lustre metálico, e maleabilidade. Muitos são muito duros e bastante fortes. Devido à sua maleabilidade (capacidade de deformação sob pressão ou marteladas), não se estilhaçam e, portanto, constituem materiais de construção úteis. Os pontos de fusão dos metais variam muito. O mercúrio é um líquido à temperatura ambiente, e os metais alcalinos derretem abaixo de 200 °C. Vários metais de pós-transição também têm pontos de fusão baixos, enquanto que os metais de transição derretem a temperaturas acima de 1000 °C. Essas diferenças refletem diferenças na resistência das ligações metálicas entre os metais. 

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 7.1: Ionic Bonding, Openstax, Chemistry 2e, Section 7.2: Covalent Bonding, e Openstax, Chemistry 2e, Section 10.5: The Solid State of Matter.