As ligações químicas, em termos gerais, resultam da atração existente dentre alguns átomos no momento em que estão próximos. Como consequência, há a formação de moléculas.
Mas, existem diversos fatores que interferem na existência e nas forças das ligações, as quais serão explicadas, a seguir aqui no Gestão Educacional. Adianta-se que existem 3 tipos de ligações químicas: iônica, covalente e metálica.
Como ocorrem as ligações?
Os átomos possuem elétrons distribuídos em camadas, e isoladamente não são estáveis (com a exceção dos gases nobres). Sendo assim, as ligações químicas entre átomos são feitas com o objetivo de torná-los estáveis, seja pelo compartilhamento, pelo recebimento ou pela doação de elétrons.
Partindo desse princípio, criou-se a Teoria do Octeto, a qual postula que um átomo só estará estável quando tiver 8 elétrons em sua última camada (ou dois, caso a última camada seja a K).
Os gases nobres, portanto, são considerados estáveis, pois já possuem 8 elétrons em sua última camada, e assim não precisam formar ligações.
Tipos de ligações
Como dito anteriormente, existem 3 tipos principais de ligações químicas:
1) Ligação iônica
Para que ocorra uma ligação iônica, um átomo deve doar elétrons (metais) e outro receber elétrons (um não-metal).
Um exemplo clássico dessa ligação é o NaCl. O sódio possui 1 elétron em sua última camada, enquanto o cloro tem 7. Portanto, o sódio doa um elétron, e o cloro recebe, ficando ambos estáveis.
A partir disso, surgem dois conceitos:
- Cátion: aquele átomo que doa seus elétrons se chama cátion, por ser eletropositivo (com tendência a perder elétrons). Ex: o sódio se torna Na+1 na fórmula do NaCl;
- Ânion: o átomo que precisa receber um elétron se chama ânion, e é elencado como eletronegativo (com tendência a receber elétrons). Ex: o Cloro é expresso como Cl-1 no NaCl.
2) Ligação covalente
As ligações covalentes se caracterizam pela existência de compartilhamento de elétrons dentre seus átomos. Diferentemente da iônica, ninguém perde cargas, mas sim elas ocorrem numa relação de troca.
Para que haja a estabilização, essas relações costumam se dar dentre não metais e semimetais. Um exemplo clássico de ligação covalente é a do O2.
O oxigênio possui 7 elétrons em sua última camada e, portanto, precisará de um para ficar estável. Partindo desse princípio, há um compartilhamento dentre dois oxigênios, de um elétron de suas camadas.
Nesse caso, há a necessidade de apenas um elétron compartilhado, o que caracteriza uma ligação covalente simples. Mas, ela poderia ser:
- Ligação covalente dupla: envolve o compartilhamento de dois elétrons de cada átomo;
- Ligação covalente tripla: quando há compartilhamento de três elétrons de cada átomo.
3) Ligação metálica
Essas ligações são um pouco diferentes das trabalhadas anteriormente, pois, como se dão entre metais, os átomos têm a tendência de perder elétrons. No entanto, dessa vez, não há ninguém para recebê-los.
Sendo assim, esse tipo de ligação também é chamada de “mar de elétrons”, em que os cátions interagem entre si e os elétrons da última camada ficam livres.
Características das ligações
Considerando que as ligações dentre átomos formam moléculas, cada uma delas terá características próprias, conforme o tipo de ligação estabelecida:
1) Ligação iônica
As ligações iônicas formam materiais duros, com altos pontos de fusão e ebulição. São capazes de conduzir corrente elétrica quando dissolvidos em água.
2) Ligações covalentes
As moléculas originadas de ligação covalente tendem a possuir baixos pontos de fusão (com algumas exceções). São isolantes elétricos e podem se dissolver em solventes apolares, a exemplo do benzeno.
3) Ligação metálica
As ligações que ocorrem entre metais possuem altíssima resistência, principalmente à tração. Além disso, contam com boa condutibilidade elétrica e térmica. Esses precisam ser submetidos a altas temperaturas para que haja fusão e ebulição.
Agora que você já sabe um pouco mais a respeito das ligações químicas, que tal testar os seus conhecimentos nos exercícios que preparamos para você? Basta rolar até o final da página e se divertir! Ah, e não deixe de compartilhar com os seus amigos, desafiando eles também.
