Qual a diferença entre ligações iônicas, covalentes e metálicas?
As ligações químicas são interações entre átomos que buscam estabilidade eletrônica. Existem três tipos principais de ligações químicas: iônicas, covalentes e metálicas.
Ligações iônicas: Formam-se devido à transferência de um elétron de um átomo para outro. Os átomos se ligam para adquirir maior estabilidade química, e os compostos iônicos geralmente são encontrados no estado sólido em condições ambientes. Exemplos de substâncias iônicas incluem bicarbonato (HCO3-), amônio (NH4+) e sulfato (SO4-) .
Ligações covalentes: Envolvem a partilha de elétrons entre dois átomos. As ligações covalentes podem ser classificadas em polares ou apolares, dependendo das diferenças de eletronegatividade entre os átomos envolvidos. Exemplos de substâncias covalentes incluem gases como oxigênio (O2) e cloreto de metileno (CH2Cl2) .
Ligações metálicas: São formadas pela atração entre iões metálicos e eletrões deslocalizados, ou "livres". Os átomos eletropositivos, que são os metais, possuem tendência a perder elétrons, formando cátions e liberando elétrons livres. Esses elétrons possuem ampla liberdade de movimentação por toda a estrutura da rede metálica. Exemplos de ligas metálicas incluem aço (ferro e carbono), bronze (cobre e estanho), latão (cobre e zinco) e ouro (ouro e cobre ou prata) .
As ligações químicas diferem em termos de força, com a ligação metálica sendo a mais forte, seguida pela ligação iônica e, em último lugar, a covalente.
| Ligação | Característica | Exemplo |
|---|---|---|
| Iônica | Formada pela transferência de elétrons entre átomos. Geralmente ocorre entre um metal e um ametal. | Sódio cloreto (NaCl) |
| Covalente | Formada pelo compartilhamento de elétrons entre átomos. Pode ser polar ou apolar, dependendo das diferenças de eletronegatividade entre os átomos. | Água (H2O) |
| Metálica | Formada pela atração entre iões metálicos e eletrões deslocalizados. Os metais possuem tendência a perder elétrons e formar cátions, liberando elétrons livres na estrutura cristalina. | Ferro (Fe) |
Como ocorre a transferência de elétrons em ligações iônicas?
A transferência de elétrons em ligações iônicas ocorre entre um átomo que doa elétrons e outro que recebe elétrons, resultando na formação de íons com cargas opostas.
Essa transferência ocorre devido às diferenças nas tendências dos átomos em ganhar ou perder elétrons. Por exemplo, um átomo de metal tende a perder elétrons, enquanto um átomo de ametal ou hidrogênio tende a receber elétrons.
Ao perder elétrons, o átomo de metal se torna um cátion (carregado positivamente), e ao receber elétrons, o átomo de ametal ou hidrogênio se torna um ânion (carregado negativamente).
A força de atração eletrostática entre os íons com cargas opostas é responsável pela formação da ligação iônica. Algumas características das ligações iônicas incluem:
- Ocorrem entre um metal e um ametal ou entre um metal e o hidrogênio;
- Os compostos iônicos geralmente são sólidos à temperatura ambiente e apresentam pontos de fusão e ebulição mais elevados;
- São polares, o que significa que possuem cargas elétricas desiguais em diferentes partes da molécula;
A fórmula eletrônica de Lewis é uma ferramenta útil para representar a transferência de elétrons em ligações iônicas.
Ela indica a perda e o ganho de elétrons entre os átomos envolvidos, mostrando a formação de íons e a criação de uma ligação iônica.
Como ocorre o compartilhamento de elétrons em ligações covalentes?
O compartilhamento de elétrons em ligações covalentes ocorre entre átomos de elementos não metálicos, que apresentam alta eletronegatividade, ou seja, elevada tendência de receber elétrons.
Essa ligação é estabelecida com o objetivo de formar moléculas estáveis, conforme expressa pela Regra do Octeto. Existem diferentes tipos de ligações covalentes, dependendo da quantidade de pares de elétrons compartilhados entre dois átomos:
- Ligações covalentes simples: há o compartilhamento de um único par de elétrons, originando uma única ligação;
- Ligações covalentes duplas: envolvem o compartilhamento de dois pares de elétrons, resultando em uma ligação dupla;
- Ligações covalentes triplas: ocorrem quando três pares de elétrons são compartilhados entre dois átomos, formando uma ligação tripla;
Durante o compartilhamento de elétrons, os átomos podem adquirir estabilidade, pois completam sua camada de valência, seguindo a Regra do Octeto.
Por exemplo, no caso da ligação de formação do gás hidrogênio (H2), ambos os átomos de hidrogênio precisam receber um elétron para completar sua camada de valência, tornando-se estáveis.
As ligações covalentes podem ser polares ou apolares, dependendo da eletronegatividade dos átomos envolvidos.
Em uma ligação polar, a diferença de eletronegatividade entre os átomos é maior, resultando em uma distribuição desigual de elétrons e, consequentemente, em um momento dipolar.
Já em uma ligação apolar, a diferença de eletronegatividade entre os átomos é menor, o que leva a uma distribuição mais uniforme de elétrons e a ausência de momento dipolar.
Como ocorre a existência de elétrons livres em ligações metálicas?
A existência de elétrons livres em ligações metálicas ocorre devido à formação de cátions e elétrons deslocalizados dentro do retículo cristalino dos metais.
Os átomos metálicos possuem baixa eletronegatividade e tendem a perder elétrons da última camada, transformando-se em cátions. Esses elétrons perdidos formam uma nuvem eletrônica ao redor dos cátions, permitindo a condução de corrente elétrica e calor.
As propriedades características dos metais, como boa condutibilidade elétrica e térmica, maleabilidade e ductibilidade, são resultado da presença de elétrons livres e da interação entre eles e os cátions.
A movimentação dos elétrons livres permite a transição rápida de eletricidade através do metal e a condução de calor.
Em resumo, a existência de elétrons livres em ligações metálicas se deve à formação de cátions e elétrons deslocalizados, que permitem a condução de corrente elétrica e calor, conferindo às ligações metálicas suas propriedades características.
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