Autoria: Jackson Pontes Vasquez
Ao longo do século XIX, enquanto se formulava a teoria atômica, sucederam-se com maior ou menor grau de acerto suposições sobre a natureza das forças que mantêm unidos os átomos nos compostos químicos. Uma das hipóteses mais aceitas foi a de Berzelius, segundo a qual as combinações químicas obedecem ao princípio da atração entre cargas elétricas de sinais opostos.
Uma ligação química entre dois átomos se estabelece 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. As demais substâncias químicas puras se constituem de mais de um átomo do mesmo elemento químico (substâncias simples, como o oxigênio, de fórmula molecular O2) ou de átomos de elementos químicos diferentes (substâncias compostas, como a água, de fórmula molecular H2O, com dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio). A quantidade de ligações que o átomo de um elemento pode efetuar simultaneamente expressa sua capacidade de se combinar, também chamada valência. Cada elemento apresenta, normalmente, um número fixo e limitado de valências.
Distinguem-se vários tipos de ligação química: eletrovalente (ou iônica), covalente, metálica e a ligação que se estabelece por ponte de hidrogênio. Segundo a teoria do octeto, enunciada pelo cientista americano Gilbert Newton Lewis, os átomos ao se combinarem tendem a assumir a estrutura eletrônica do gás nobre que lhe é mais próximo na tabela periódica. As ligações químicas são, portanto, a solução para uma configuração eletrônica estável.
A diferença entre as quantidades de energia necessárias para arrancar um elétron de um átomo desempenha papel fundamental na constituição das ligações químicas. Nos metais alcalinos, essa energia é mínima. Os elementos desse grupo apresentam, portanto, grande reatividade, ou seja, unem-se facilmente a outros elementos. Já os gases nobres, em que essa energia é máxima, apresentam grande dificuldade para formar combinações, motivo por que são chamados gases inertes.
Ligação eletrovalente ou iônica. Albrecht Kossel observou, em 1916, a mudança brusca de propriedades entre os elementos que precedem e os que sucedem imediatamente aos gases nobres na classificação periódica dos elementos, fato que deu origem a sua teoria da ligação iônica. Segundo o raciocínio de Kossel, a estrutura eletrônica de um gás nobre é ótima e estável, como resultado da perfeita distribuição dos elétrons em seu envoltório. Assim, os elementos do grupo dos halogênios (flúor, cloro e bromo) e dos calcogênios (oxigênio, enxofre), que apresentam na última camada menos elétrons do que os gases nobres, caracterizam-se por grande afinidade eletrônica, ou capacidade de captação das partículas elementares. Ao contrário, os alcalinos (sódio, potássio), alcalino-terrosos (cálcio, magnésio) e os metais em geral têm forte tendência a perder elétrons para adquirir uma estrutura estável.
Quando se ligam átomos com comportamentos eletrônicos opostos, a transferência de elétrons dá origem a átomos eletricamente carregados, os íons: cátions, átomos que ao ceder elétrons adquiriram carga positiva; e ânions, átomos que receberam elétrons e adquiriram carga negativa. A ligação iônica assim verificada, característica dos sais alcalinos e alcalino-terrosos, se sustenta principalmente nas forças de atração eletrostática, embora seja também importante a energia da combinação que se forma, chamada energia de rede, ou reticular.
Ligação covalente. Quando dois átomos compartilham um par de elétrons praticamente da mesma maneira, produz-se entre os dois uma ligação covalente. Essa união, que se verifica entre átomos de natureza semelhante, é a mais comum nos compostos orgânicos. Também formam ligação covalente as moléculas diatômicas de grande estabilidade do oxigênio, nitrogênio, hidrogênio, flúor e cloro.
O par de elétrons que participa da ligação pode ficar mais próximo do átomo que exerça sobre ele maior força de atração. Essa ligação, chamada covalente polar, forma um pequeno dipolo elétrico, embora a molécula, no conjunto, seja neutra. A água e o amoníaco são exemplos de compostos desse tipo. As substâncias polares que contêm hidrogênio podem apresentar ocasionalmente em sua estrutura molecular as chamadas pontes de hidrogênio.
Ligação metálica. Do ponto de vista químico, os metais se caracterizam por possuir poucos elétrons na camada exterior do átomo. Segundo a teoria da ligação metálica, esses elétrons formam uma “nuvem eletrônica”, que ocupa faixas limitadas no interior do metal, as chamadas zonas de Brillain, e podem passar facilmente de uma para outra, o que justifica a relativa liberdade de que desfrutam dentro da rede. O sólido metálico seria assim formado pelos núcleos dos átomos mergulhados nessa nuvem eletrônica, que pertence ao conjunto.
Ligação por ponte de hidrogênio. Nas moléculas formadas por átomos de hidrogênio unidos a elementos com forte afinidade por elétrons, os átomos de hidrogênio são atraídos simultaneamente por vários outros átomos e formam pontes de hidrogênio. Esse tipo de ligação explica a estrutura e o comportamento de vários hidretos, ou combinações de hidrogênio com átomos de alta afinidade eletrônica, como o flúor (de que resulta o hidreto de flúor), o oxigênio (na molécula de água) e o nitrogênio (que dá origem ao amoníaco). Devido a essa associação, tais hidretos possuem pontos de fusão e de ebulição mais altos do que o esperado. A ligação por ponte de hidrogênio também pode explicar por que o gelo flutua na água: sua densidade é menor porque as pontes de hidrogênio formam espaços vazios na estrutura reticular do gelo que não existem no líquido.
Ligações e reações químicas. As substâncias químicas são formadas por moléculas compostas de átomos, unidos entre si por meio de ligações químicas. A energia armazenada por essas ligações, somada à da rede molecular do conjunto, determina a estabilidade dos compostos. Uma reação química rompe as ligações existentes entre os átomos das substâncias iniciais, ou reagentes, para dar origem a produtos finais da reação, por meio de novas ligações. A viabilidade de uma reação é dada pelo balanço global de energias que participam do processo. É necessário que exista uma energia inicial suficiente para eliminar a estabilidade das ligações dos reagentes e que os produtos finais tenham caráter altamente estável. Em caso contrário, reconstituem-se as substâncias iniciais.