Formação de moléculas

Por que os átomos se unem

Apenas a camada eletrônica mais externa de um átomo — a camada de valência — determina seu comportamento químico. Se ela estiver completamente preenchida, como nos gases nobres hélio, neônio ou argônio, o átomo é quimicamente inerte e praticamente não forma ligações. Todos os demais elementos "buscam" alcançar essa mesma configuração estável de gás nobre — a chamada regra do octeto: oito elétrons de valência (no caso do hidrogênio e do hélio, bastam dois).

Para atingir esse objetivo, resta a um átomo compartilhar elétrons com outros átomos ou cedê-los ou recebê-los por completo. O caminho escolhido depende essencialmente da eletronegatividade — uma medida de quão fortemente um átomo atrai elétrons dentro de uma ligação. Da interação entre elétrons de valência, configuração de gás nobre e eletronegatividade resulta toda a sistemática das ligações químicas.

Modelo de camadas: a primeira camada comporta no máximo 2 elétrons, e cada camada seguinte até a camada de valência comporta no máximo 8 — só uma camada completa é estável.

Covalente, iônica, metálica

Dependendo de quão semelhantes são dois parceiros de ligação em sua eletronegatividade, surge um dos três tipos fundamentais de ligação. As transições entre eles são graduais — não existe um "ou isto ou aquilo" nítido, mas sim um contínuo.

Ligação covalente em detalhe

Em uma ligação covalente, as nuvens eletrônicas de dois átomos se sobrepõem, e um par de elétrons passa a se localizar preferencialmente entre os dois núcleos — pertencendo, de certa forma, a ambos os átomos ao mesmo tempo. Dependendo de quantos pares de elétrons são compartilhados dessa maneira, fala-se em ligações simples, duplas ou triplas. Quanto mais pares compartilhados, mais curta e forte — mas também mais rígida — é a ligação.

De cima para baixo, aumenta o número de pares de elétrons compartilhados — a ligação fica mais curta e mais forte: H–H (436 kJ/mol) < O=O (498 kJ/mol) < N≡N (945 kJ/mol). Em todos os casos, a ligação, somada a eventuais pares de elétrons isolados, preenche completamente a camada de valência de ambos os átomos.

Ligação iônica no exemplo do sal de cozinha

O sódio possui um único elétron de valência, fracamente ligado; ao cloro falta apenas um único elétron para completar sua camada de valência. Em vez de compartilhar um par de elétrons, o sódio cede completamente seu elétron de valência ao cloro. Restam duas partículas carregadas: um íon de sódio positivamente carregado (Na⁺) e um íon cloreto negativamente carregado (Cl⁻) — ambos agora com configuração completa de gás nobre. A atração eletrostática entre as cargas opostas é a própria ligação iônica.

Diferentemente de uma molécula isolada, em um cristal iônico como o sal de cozinha inúmeros íons Na⁺ e Cl⁻ se organizam em uma rede tridimensional regular — por isso, "uma molécula de NaCl" não existe em sentido estrito, mas apenas a rede iônica como um todo.

Da molécula apolar ao cristal iônico

Os três tipos de ligação não são categorias nitidamente separadas, mas sim os extremos de um espectro determinado unicamente pela diferença de eletronegatividade Δ EN dos átomos envolvidos. Quando Δ EN se aproxima de zero, ambos os átomos compartilham os elétrons de forma equilibrada (covalente apolar). À medida que a diferença cresce, a densidade eletrônica se desloca perceptivelmente para o parceiro mais eletronegativo (covalente polar) — até que a diferença se torne tão grande que uma transferência completa passa a ser mais favorável do que um par compartilhado (iônica).