Ligações quimicas

Os átomos estão sempre unidos de maneira uniforme entre si?
Os agrupamentos atômicos que formam tudo quanto nos rodeia podem ter propriedades muito diferentes. Substâncias como o dióxido de carbono são gases em temperatura ambiente. Outras precisam de temperaturas de milhares de graus para alcançar esse estado, como é o caso do dióxido de silício, embora ambas possuam praticamente a mesma fórmula. Este comportamento distinto, em compostos tão similares, só pode ser explicado pela existência de uma união diferente entre as partículas das duas substâncias.

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1. Estruturas de Lewis
Os químicos Walther Kossel (1888-1956) e G.N. Lewis (1875-1946) foram os primeiros a desenvolver um modelo eletrônico para as forças, chamadas ligações, que mantêm os átomos unidos. O primeiro concentrou-se nas substâncias iônicas e o segundo, nas moleculares.
1a. Regra do octeto
Já os elementos, segundo Lewis, tendem a adquirir elétrons até possuir oito no nível mais externo. Este número coincide com os elétrons externos dos gases nobres (estáveis e bastante inertes), com exceção do hélio. Diferentes formas de adquirir elétrons originam as diversas classes de ligação.
2. Ligação iônica
É aquela em que ocorre transferência de elétrons de um átomo para outro. Neste caso, há sempre um elemento que tende a ceder (metal) e outro que pode receber (não-metal e hidrogênio). Como, ao perder elétrons, um átomo fica com carga positiva, e o outro átomo, o que recebe, fica com carga negativa, diz-se que a ligação iônica dá origem a cátions (+) e ânions (–) ou genericamente a íons.
2a. O modelo iônico
Segundo este modelo, o elemento eletropositivo perde seus elétrons de valência em favor do elemento eletronegativo, como acontece com o cloreto de sódio. O sódio, situado no grupo IA, possui um único elétron em seu último nível. Para formar uma ligação iônica, ele vai perder este elétron: Na(g) [pic] Na+(g) + e– com um pequeno consumo de energia (energia de ionização). O cloro, situado