Ligações Químicas

Numa reação química, um átomo pode dar ou receber eletrões, ou pode partilhá-los. Isto funciona de três modos alternativos:

1. Ligação Iónica

Alguns átomos precisam de se ver livres de apenas um ou dois eletrões para completarem uma orbital exterior. Mas não podem libertá-los para o vazio - têm de encontrar outros átomos que precisem de eletrões. Há então um pouco de dar e receber, a que os químicos chamam ligação iónica. Veja-se como as coisas funcionam quando um átomo de sódio encontra um átomo de cloro:

Etapa 1: Um átomo de sódio (Na) encontra um átomo de cloro (Cl). O átomo de sódio precisa de perder um eletrão para ficar com uma orbital exterior completa e o átomo de cloro precisa de ganhar um eletrão para ficar com uma orbital exterior completa. O átomo de sódio tem um eletrão na sua orbital exterior e o átomo de cloro tem sete.

Etapa 2: O átomo de sódio dá o seu eletrão ao átomo de cloro.

Etapa 3: O átomo de sódio perde a sua terceira orbital vazia e o átomo de cloro fica com oito eletrões na sua terceira orbital. Ambos os átomos possuem agora orbitais exteriores completas. Mas a história não acaba aqui...

Depois de dar ou receber eletrões, um átomo fica com um número desigual de eletrões ou protões. Isto confere-lhe uma carga elétrica. Os átomos com carga são chamados iões. Os eletrões têm carga negativa, pelo que um átomo que adquiriu eletrões se torna um ião negativo (Cl-). Um átomo que perdeu eletrões torna-se um ião positivo (Na+). Iões com cargas opostas atraem-se. Depois de os átomos de sódio e cloro terem reagido e passado a iões, milhões deles agregam-se para formar estruturas suficientemente grandes para serem visíveis a olho nu - os químicos chamam a estas estruturas cristais.



2. Ligação Covalente

Alguns átomos ligam-se pela partilha de eletrões. Fazem-no sobrepondo as suas orbitais exteriores. Os eletrões partilhados situam-se entre os átomos, completando orbitais exteriores em ambos. Os químicos chamam a isto ligação covalente. Veja-se como funciona para dois átomos de hidrogénio:

Etapa 1: Dois átomos de hidrogénio (H) encontram-se.

Etapa 2: As orbitais juntam-se.

Etapa 3: Os eletrões são partilhados entre ambos os átomos, unindo-os numa só molécula.

Os átomos que estabelecem ligações covalentes formam, em geral, moléculas mais pequenas. Estas moléculas não se atraem significativamente entre si, porque não têm carga. Em lugar disso, estão livres para se expandir. É por isso que muitos elementos e compostos formados por ligações covalentes, incluindo o hidrogénio, são gases à temperatura ambiente.


3. Ligação Metálica

Os átomos de metal têm outra maneira de partilhar eletrões: agregam-se e lançam alguns dos seus eletrões periféricos numa espécie de mar que flutua em redor. Os eletrões neste mar podem pairar em torno de qualquer um dos átomos adjacentes, pelo que cada átomo se sente como se tivesse uma orbital exterior completa. Como todos os átomos de metal libertaram alguns eletrões, todos se tornam iões positivos.