Ligações Químicas

            Todas as substâncias são feitas de matéria, e a unidade fundamental da matéria é o átomo, que constitui a menor partícula de um elemento. O átomo é composto de um núcleo central contendo prótons (carga positiva), nêutrons (sem carga) e os elétrons (carga negativa) que ficam em torno do núcleo, em diferentes trajetórias imaginárias chamadas de orbitais. O elemento é uma substância feita de átomos de um tipo. Existem cerca de 82 elementos que encontramos naturalmente, e cerca de outros 31 elementos criados artificialmente em laboratórios de pesquisa. Uma molécula é formada quando átomos do mesmo tipo ou diferentes elementos se combinam. A molécula é a menor partícula de uma substância que pode normalmente existir de maneira independente.

            O último modelo atômico que ganhou espaço na química e física moderna, foi o do físico dinamarquês Niels Bohr (1885-1962), que propôs a estrutura do átomo com as suas partículas, que lembram o Sistema Solar. Segundo Niels, no átomo tem-se o núcleo, onde fica os prótons e os nêutrons (como se fossem o Sol), a eletrosfera onde ficam os elétrons (como se fosse os Planetas) que teria sete camadas. (BOHR, 1913)

Mas observou-se que era preciso algo para unir os átomos e em seguida criar moléculas, que dariam forma e existência aos elementos encontrados na natureza. Pois através desta observação foram descritas as ligações químicas com o objetivo de explicar como ocorre a junção destas partículas tão pequenas.

            As ligações químicas entre dois átomos se estabelecem quando a força de união entre eles é suficiente para dar origem a um agregado estável, que pode ser considerado como espécie molecular independente. Apenas os gases nobres ou inertes (hélio, argônio, neônio, criptônio e xenônio) e os metais em estado gasoso apresentam estrutura interna configurada por átomos isolados. A quantidade de ligações que o átomo de um elemento pode efetuar simultaneamente expressa sua capacidade de se combinar, também chamada valência (LEWIS, 1916). Cada elemento apresenta, normalmente, um número fixo e limitado de valências.

            Basicamente, duas forças de naturezas distintas atuam no interior da matéria: são as forças intermoleculares, isto é, entre moléculas, e as forças intramoleculares, que agem no interior dessas moléculas, entre dois ou mais átomos. As forças intermoleculares podem ser descritas, sucintamente, como Pontes de Hidrogênio ou Forças de Van der Waals. As forças intramoleculares são as famosas ligações químicas, que podem ser do tipo iônico, covalente ou metálico.

            O propósito deste texto é abordar os aspectos referentes às ligações químicas. Ainda hoje as forças que atuam entre átomos representam um dos aspectos mais intrigantes de todo o estudo da química. Destas forças, as mais fortes são as ligações químicas, responsáveis pela união estável de átomos, resultando na formação de moléculas, sendo estas as bases constituintes de toda matéria que conhecemos. Essas ligações representam interações entre dois ou mais átomos, interações essas que podem ocorrer por doação de elétrons, compartilhamento de elétrons ou ainda deslocamento de elétrons (PAULING, 1954). Cada um desses processos é caracterizado por uma denominação de ligação química.

            De modo geral, como fora mencionado, pode ocorrer à doação e o recebimento de elétrons entre dois átomos, caracterizando uma ligação denominada de ligação iônica. Nessa ligação, predominam as forças eletrostáticas que atraem os íons de cargas opostas. Esta ligação é a responsável pela formação de compostos iônicos, e ocorre entre um átomo metálico e um átomo não metálico, com doação de elétrons por parte do primeiro e recebimento de elétrons por parte do segundo. A ligação iônica ocorre quando um elemento metálico reage com um a metálico. Os metais doam seus elétrons de última camada, esse serão recebido pelos ametais.

            Metais que possuem um, dois, ou três elétrons na última camada se ligam com ametais que possuem cinco, seis ou sete elétrons. Para formar a ligação iônica é necessário que um dos átomos possua uma tendência de ceder elétrons, enquanto outro tenha a tendência de receber elétrons. Os átomos com tendência a ceder elétrons são os metais das famílias IA, IIA, IIIA, e os átomos que recebem elétrons são os ametais que apresentam quatro, cinco, seis e sete elétrons na camada de valência. Os sais e outros grupos de minerais possuem íons que formam compostos iônicos e, consequentemente, substâncias iônicas. Um exemplo é a formação do sal de cozinha (cloreto de sódio) a partir de átomos de sódio (Na) e de cloro (Cl) é o que mais representa uma ligação iônica. O átomo de sódio consegue a estabilidade eletrônica quando perde um elétron, originando o íon Na+. O átomo de cloro atinge a estabilidade quando recebe um elétron, originando o íon Cl-. Os compostos constituídos pelos íons (Na+ e Cl-) são designados compostos iônicos, por serem eletronicamente estáveis, ou seja, ocorre uma interação eletrostática entre eles (cargas com sinal contrário se atraem). Quando se combinam dois átomos que possuem uma mesma tendência de ganhar e perder elétrons, ocorre então a formação de uma ligação covalente. Sob essas condições, não ocorre uma transferência total de elétrons.

            A ligação covalente, sempre entre dois átomos não metálicos, forma os compostos de natureza molecular, de modo a constituir uma molécula de natureza polar (ligação entre dois átomos diferentes) ou apolar (entre dois átomos iguais). Segundo a teoria ou regra do octeto, os átomos dos elementos ficam estáveis quando atingem a configuração eletrônica de um gás nobre, ou seja, quando eles possuem oito elétrons em sua camada de valência (camada mais externa) ou dois elétrons no caso de possuírem somente a camada eletrônica K (LEWIS, 1916).

            Assim, seguindo essa regra, os átomos dos elementos mencionados possuem a tendência de ganhar elétrons para alcançarem a estabilidade. O hidrogênio no estado fundamental possui somente um elétron na sua camada eletrônica; assim, para ficar estável, ele precisar receber mais um elétron de outro átomo. Com base nisso, consideremos agora a molécula de dióxido de carbono (CO2). O carbono, que pertence à família 14, possui quatro elétrons na última camada, e precisa fazer quatro ligações covalentes para ficar estável. O oxigênio é da família 16, possui seis elétrons na camada de valência e precisa realizar duas ligações. Desse modo, o carbono compartilha dois pares de elétrons ou faz duas ligações duplas com cada átomo de oxigênio.

            A ligação metálica traz um processo distinto. Os elétrons distribuem-se sobre núcleos positivos de átomos metálicos, formando uma nuvem eletrônica sobre toda estrutura da matéria formada, sendo esta a responsável pelas propriedades metálicas da matéria constituída. As propriedades de uma ligação são diferentes das propriedades dos seus elementos constituintes. Observou se que o ouro (Au) na forma como é encontrado na natureza não fabrica nenhum objeto consistente, pois ele é mais maleável que a grande maioria dos metais. Mas quando é adicionado à prata (Ag) e o cobre (Cu) formará uma ligação metálica, aumentando a dureza e permitindo sua utilização para fabricar joias, como anéis, pulseiras e relógios. A obturação dental também utiliza ligação metálica, a amálgama dental, que tem liga de mercúrio prata e estanho.

            Para fabricar materiais que tenham maior resistência ao manuseio, é preciso recorrer à ligação entre os metais. O aço, por exemplo, é formado por ferro (Fe) e carbono (C). Essa ligação fica tão resistente que é usada na fabricação de peças metálicas que sofrem tração elevada. Aumentando assim a resistência mecânica. O aço cirúrgico é usado para a obtenção de instrumentos cirúrgicos, por apresentar alta resistência à oxidação.

Referências:

PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); CANTO, Eduardo Leite; Química na Abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna, vol.1, São Paulo/SP- 1998.

SARDELLA, Antônio; MATEUS, Edegar; Curso de Química: química geral, Ed. Ática, São Paulo/SP – 1995.

Mundo Educação, Ligações Químicas. Disponível em: http://www.mundoeducacao.com/quimica/ligacoes-quimicas.htm > Acesso em 27 de out. de 2014.