As ligações covalentes, também conhecidas como ligações moleculares, representam uma das maneiras mais fundamentais e ubíquas pelas quais os átomos se unem para formar moléculas estáveis. Em sua essência, uma ligação covalente é caracterizada pelo compartilhamento de um ou mais pares de elétrons entre dois átomos. Diferentemente das ligações iônicas, onde ocorre a transferência completa de elétrons, ou das ligações metálicas, onde os elétrons estão deslocalizados em um "mar", na ligação covalente os elétrons são igualmente distribuídos ou deslocados, mas ainda compartilhados.
O principal objetivo desse compartilhamento é que ambos os átomos atinjam uma condição de estabilidade energética, geralmente associada à Regra do Octeto. Esta regra postula que um átomo adquire estabilidade ao possuir oito elétrons em sua camada de valência (a camada eletrônica mais externa), de forma semelhante aos gases nobres, que são quimicamente estáveis e pouco reativos. A única exceção notável para esta regra é o hidrogênio, que atinge estabilidade com apenas dois elétrons em sua única camada de valência, assemelhando-se ao gás nobre hélio.
As ligações covalentes ocorrem majoritariamente entre ametais (elementos não metálicos), ou entre ametais e o hidrogênio. Isso se deve à sua alta afinidade eletrônica e à tendência de competirem igualmente pela densidade eletrônica, em contraste com a grande diferença de eletronegatividade que caracteriza as ligações iônicas.
O modelo da ligação covalente foi inicialmente proposto por Gilbert Newton Lewis em 1916, que também criou as famosas estruturas de Lewis para representá-las.
A formação de uma ligação covalente é um delicado balanço de forças atrativas e repulsivas entre os átomos. Quando dois átomos se aproximam para formar uma ligação covalente, os elétrons de valência (os de maior energia e mais externos) são compartilhados. Essa partilha cria uma região de alta densidade eletrônica entre os núcleos, gerando uma força atrativa que mantém os átomos unidos a uma distância internuclear específica, conhecida como distância de equilíbrio.
É essencial compreender que, embora os elétrons sejam compartilhados, eles não se fundem em um único ponto. Em vez disso, a nuvem eletrônica é distribuída entre os dois átomos, sendo influenciada pela eletronegatividade de cada um.
Para visualizar e entender a formação dessas ligações, a fórmula eletrônica de Lewis é uma ferramenta didática fundamental. Nela, os elétrons de valência são representados por pontos ao redor do símbolo do átomo, e os pares de elétrons compartilhados (as ligações) são frequentemente indicados por traços.
Exemplos Práticos:
Molécula de Flúor (F2): Cada átomo de flúor (um halogênio) possui sete elétrons na camada de valência. Para alcançar a estabilidade (o octeto), cada flúor precisa de um elétron adicional. Eles então compartilham um par de elétrons, formando uma ligação covalente simples (F—F), onde cada flúor agora "conta" com oito elétrons.
Molécula de Água (H2O): O oxigênio tem seis elétrons de valência e precisa de dois para o octeto. Cada hidrogênio tem um elétron e precisa de um para a estabilidade (dueto). O oxigênio forma duas ligações covalentes simples, uma com cada átomo de hidrogênio (H—O—H). Assim, o oxigênio atinge oito elétrons, e cada hidrogênio atinge dois, completando suas camadas de valência.
Gás Oxigênio (O2): Cada átomo de oxigênio tem seis elétrons de valência e precisa de dois. Eles compartilham dois pares de elétrons, formando uma ligação covalente dupla (O=O). Dessa forma, cada átomo de oxigênio atinge seu octeto.
As ligações covalentes são classificadas de acordo com a quantidade de pares de elétrons compartilhados entre os átomos. Essa distinção é crucial para entender a força e a geometria das moléculas.
Ligações Covalentes Simples (—):
Ocorrem quando os átomos compartilham um único par de elétrons.
São representadas por um único traço nas fórmulas estruturais e de Lewis.
Exemplos: H—H (hidrogênio), F—F (flúor), Cl—Cl (cloro), H—O em H2O.
Sempre são constituídas por uma ligação sigma (σ).
Ligações Covalentes Duplas (=):
Ocorrem quando os átomos compartilham dois pares de elétrons.
São representadas por dois traços nas fórmulas estruturais.
Exemplos: O=O (gás oxigênio), C=O em CO2, C=C (eteno).
São formadas por uma ligação sigma (σ) e uma ligação pi (π).
Ligações Covalentes Triplas (≡):
Ocorrem quando os átomos compartilham três pares de elétrons.
São representadas por três traços nas fórmulas estruturais.
Exemplos: N≡N (gás nitrogênio), C≡C (etino).
São formadas por uma ligação sigma (σ) e duas ligações pi (π).
Aprofundando: Ligações Sigma (σ) e Pi (π)
As ligações covalentes também podem ser categorizadas pela forma como os orbitais atômicos se sobrepõem para formar as ligações.
Ligação Sigma (σ): É a sobreposição frontal (ou no mesmo eixo internuclear) de orbitais atômicos. Pode ocorrer entre dois orbitais s, entre dois orbitais p, ou entre um orbital s e um orbital p. Todas as ligações covalentes (simples, duplas e triplas) contêm pelo menos uma ligação sigma.
Ligação Pi (π): Forma-se pela sobreposição lateral de orbitais p paralelos. As ligações pi são mais fracas que as sigma e só ocorrem em ligações múltiplas (duplas e triplas).
Uma ligação dupla é composta por 1σ e 1π.
Uma ligação tripla é composta por 1σ e 2π.
A polaridade é um conceito fundamental que influencia drasticamente as propriedades das substâncias e suas interações. Nas ligações covalentes, a polaridade surge da distribuição dos elétrons compartilhados entre os átomos.
O fator chave para determinar a polaridade de uma ligação é a eletronegatividade dos átomos envolvidos. A eletronegatividade é a capacidade de um átomo de atrair elétrons para si em uma ligação química.
Ligação Covalente Apolar (∆ = 0):
Ocorre quando os átomos envolvidos na ligação possuem eletronegatividade igual ou muito próxima de zero.
Isso geralmente acontece quando átomos do mesmo elemento químico se ligam (por exemplo, O2, F2, N2, H2).
Nesses casos, o par de elétrons é igualmente distribuído entre os átomos, não havendo deslocamento de carga na molécula.
Ligação Covalente Polar (0 < ∆ < 1,7):
Ocorre quando há diferença de eletronegatividade entre os átomos que se ligam.
Isso resulta em uma atração desigual dos elétrons pelo átomo mais eletronegativo.
Formam-se polos parciais na ligação: uma região parcialmente negativa (δ-) no átomo mais eletronegativo e uma região parcialmente positiva (δ+) no átomo menos eletronegativo.
Exemplos: H—Cl (ácido clorídrico), onde o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, atraindo mais os elétrons e ficando com uma carga parcial negativa. H—Br (brometo de hidrogênio), H—F.
A polarização da ligação é uma consequência direta da diferença de eletronegatividade.
Polaridade das Moléculas Poliatômicas: Geometria é Tudo!
Enquanto a polaridade da ligação se refere à diferença de eletronegatividade entre dois átomos ligados, a polaridade de uma molécula como um todo depende de dois fatores cruciais: a polaridade de suas ligações individuais e, mais importante, sua geometria molecular.
Uma molécula será polar se a soma vetorial de todos os momentos dipolares de suas ligações for diferente de zero. Se a soma vetorial for zero, a molécula é apolar. Isso significa que, mesmo que uma molécula possua ligações polares, ela pode ser apolar se sua geometria fizer com que os dipolos se cancelem mutuamente.
A geometria molecular é determinada pela distribuição espacial dos pares de elétrons (ligantes e não-ligantes) ao redor do átomo central, seguindo a Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência (VSEPR).
Exemplos Essenciais para Concursos:
Dióxido de Carbono (CO2):
Possui ligações C=O que são polares (o oxigênio é mais eletronegativo que o carbono).
No entanto, sua geometria é linear (o átomo central de carbono possui duas nuvens eletrônicas e não tem pares de elétrons não ligantes).
Os momentos dipolares das duas ligações C=O se cancelam por serem iguais em magnitude e opostos em direção. Portanto, a molécula de CO2 é apolar.
Água (H2O):
Possui ligações O—H que são polares (o oxigênio é mais eletronegativo que o hidrogênio).
O átomo central de oxigênio possui dois pares de elétrons não ligantes, o que confere à molécula uma geometria angular.
Devido à geometria angular, os momentos dipolares das ligações O—H não se cancelam, resultando em um dipolo resultante. Portanto, a molécula de H2O é polar.
Trifluoreto de Boro (BF3):
As ligações B—F são polares (flúor é mais eletronegativo que boro).
Sua geometria é trigonal plana (o boro é o átomo central com três nuvens eletrônicas e nenhum par de elétrons não ligantes).
Os momentos dipolares das três ligações se cancelam devido à simetria. A molécula de BF3 é apolar.
Metano (CH4):
As ligações C—H são consideradas levemente polares.
Sua geometria é tetraédrica (o carbono é o átomo central com quatro nuvens eletrônicas e nenhum par de elétrons não ligantes).
Devido à simetria tetraédrica, os momentos dipolares se cancelam. A molécula de CH4 é apolar.
Amônia (NH3):
As ligações N—H são polares (nitrogênio é mais eletronegativo que hidrogênio).
O átomo central de nitrogênio possui um par de elétrons não ligantes, resultando em uma geometria piramidal.
A geometria piramidal impede o cancelamento dos momentos dipolares. A molécula de NH3 é polar.
Ozônio (O3):
O ozônio apresenta geometria molecular angular.
Devido à ressonância, a molécula é polar.
Regra Geral de Polaridade Molecular (para Concursos):
Geometria MolecularCondição: Ligantes ao Átomo CentralPolaridade | ||
Linear, Trigonal Plana, Tetraédrica, Bipiramidal, Octaédrica | Iguais | Apolar |
Linear, Trigonal Plana, Tetraédrica, Bipiramidal, Octaédrica | Diferentes | Polar |
Angular, Piramidal | Iguais ou Diferentes | Polar |
A compreensão da polaridade é essencial para entender a solubilidade dos compostos. A regra "semelhante dissolve semelhante" é fundamental: substâncias polares tendem a se dissolver em solventes polares, e substâncias apolares se dissolvem em solventes apolares.
A ligação covalente coordenada, frequentemente chamada de ligação dativa ou semipolar, é um tipo de ligação covalente onde ambos os elétrons compartilhados provêm de um único átomo.
Embora o termo "dativa" ainda seja amplamente utilizado em livros didáticos, a IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) o considera obsoleto. Na realidade, uma vez formada, a força e as características de uma ligação covalente coordenada não diferem das de outras ligações covalentes polares. Sua distinção é considerada mais didática, para auxiliar na compreensão da estrutura de moléculas ou íons.
Essa ligação ocorre tipicamente quando um ácido de Lewis (um receptor de elétrons, também chamado de eletrófilo) recebe um par de elétrons de uma base de Lewis (um doador de elétrons, ou nucleófilo), formando um aduto.
Exemplos Clássicos:
Monóxido de Carbono (CO): O oxigênio (6 elétrons de valência) precisa de dois e o carbono (4 elétrons de valência) precisa de quatro para completar o octeto. Eles formam uma ligação dupla, mas o carbono ainda não completa o octeto. O oxigênio, que já completou seu octeto e possui pares de elétrons não ligantes, então compartilha um desses pares com o carbono, formando uma terceira ligação (uma dativa) e estabilizando a molécula.
Íon Amônio (NH4+): A amônia (NH3) possui um par de elétrons não ligantes no átomo de nitrogênio. Quando reage com um íon hidrogênio (H+), que não possui elétrons, o nitrogênio doa seu par de elétrons para formar uma ligação covalente com o H+, resultando no íon amônio.
Reação entre BF3 e NH3: O trifluoreto de boro (BF3) é um ácido de Lewis que possui um orbital vazio (o boro não completa o octeto com 6 elétrons de valência). A amônia (NH3) é uma base de Lewis com um par de elétrons não ligantes no nitrogênio. O nitrogênio doa esse par de elétrons para o boro, formando uma ligação coordenada.
Conexão com a Expansão do Octeto:
As ligações dativas são, por vezes, uma explicação didática para a expansão do octeto, um conceito importante para elementos a partir do terceiro período da tabela periódica (como enxofre ou fósforo). Esses átomos possuem orbitais d vazios disponíveis para acomodar mais de oito elétrons na camada de valência, permitindo-lhes formar mais ligações do que o previsto pela regra do octeto simples.
Os compostos covalentes (ou moleculares) apresentam uma gama de propriedades que são intrinsecamente ligadas à natureza de suas ligações e, crucialmente, às forças intermoleculares que atuam entre suas moléculas.
Estados Físicos:
Podem ser encontrados nos três estados físicos (sólido, líquido, gasoso) à temperatura ambiente.
No entanto, devido às suas moléculas se atraírem menos intensamente (forças intermoleculares mais fracas comparadas às ligações iônicas), a maioria dos compostos covalentes são gases ou líquidos.
A tendência de um composto covalente ser sólido aumenta com o aumento da massa molar e a intensidade das forças intermoleculares.
Pontos de Fusão e Ebulição:
Em geral, apresentam pontos de fusão e ebulição inferiores aos das substâncias iônicas. Isso ocorre porque a energia necessária para separar as moléculas e promover a mudança de estado de agregação é pequena, dada a baixa atração entre elas.
Assim como nos estados físicos, o aumento da massa molar e da intensidade das forças intermoleculares aumenta os pontos de fusão e ebulição.
Essas propriedades estão diretamente relacionadas à energia de ligação, ou seja, à profundidade do "poço" na curva de energia potencial interatômica: quanto mais profunda, maior a energia e, consequentemente, maiores os pontos de fusão e ebulição.
Condutividade Elétrica:
Na sua forma pura, a maioria das substâncias covalentes não conduz corrente elétrica, comportando-se como isolantes. Isso se deve à ausência de íons ou elétrons livres para se movimentar.
Exceções importantes (muito cobradas!):
Grafita: É uma forma alotrópica do carbono que conduz corrente elétrica no estado sólido. Isso acontece porque, em sua estrutura, os átomos de carbono possuem elétrons deslocalizados (semelhantes aos de anéis aromáticos), que podem se movimentar entre as camadas e originar uma corrente elétrica.
Alguns Compostos Covalentes Polares em Solução Aquosa: Compostos com alta polaridade, como HCl, HBr e HI, podem reagir com a água (hidrólise), formando íons (H3O+ e ânions) que permitem a condução de corrente elétrica.
Solubilidade:
A solubilidade em água e outros solventes (como álcool e querosene) é bastante variada e segue a regra do "semelhante dissolve semelhante".
Compostos moleculares polares se dissolvem em solventes polares.
Compostos moleculares apolares se dissolvem em solventes apolares.
Tenacidade (Resistência):
Compostos covalentes sólidos geralmente possuem baixa tenacidade, sendo quebradiços.
Energia de Ligação e Comprimento de Ligação:
A energia de ligação entre dois átomos é a energia que precisa ser fornecida para afastá-los a uma distância infinita, ou seja, para romper a ligação.
Ordem de Ligação e Energia: Quanto maior a ordem de ligação (ou seja, quanto maior o caráter duplo ou triplo), maior é o valor da energia de ligação. Isso ocorre porque há maior densidade eletrônica na região entre os átomos.
Exemplo: Ligações C—C (simples) têm energia de 345 kJ/mol, C=C (dupla) têm 612 kJ/mol, e C≡C (tripla) têm 809 kJ/mol.
Comprimento de Ligação e Energia: Quanto maior for o comprimento de uma ligação, menor é a energia da ligação. Átomos mais distantes interagem menos fortemente.
Exemplo: Ligações C—C (simples) têm comprimento de 1,535 Å, C=C (dupla) têm 1,329 Å, e C≡C (tripla) têm 1,203 Å.
Ligações com menor energia são mais fracas e, por norma, indicam uma espécie química mais reativa.
Direcionalidade:
As ligações covalentes são direcionais, o que significa que os átomos se unem em ângulos bem definidos, conferindo às moléculas uma geometria específica. Essa direcionalidade é fundamental para a determinação da polaridade molecular e da reatividade.
Embora a Regra do Octeto seja um pilar para entender a estabilidade e a formação de ligações covalentes, existem casos em que ela não é estritamente seguida. Conhecer essas exceções é crucial para o sucesso em avaliações.
Elementos Estáveis com Menos de Oito Elétrons (Contração do Octeto):
Mais comum em elementos do segundo período da tabela periódica.
Esses elementos se estabilizam com menos de oito elétrons na camada de valência.
Exemplos:
Berílio (Be): Torna-se estável com apenas quatro elétrons na última camada (como em BeH2).
Boro (B) e Alumínio (Al): Tornam-se estáveis com seis elétrons na camada de valência (como em BF3).
Elementos Estáveis com Mais de Oito Elétrons (Expansão do Octeto):
Acontece com elementos não metálicos a partir do terceiro período da tabela periódica.
Devido à presença de orbitais d vazios em suas camadas eletrônicas, esses átomos podem acomodar mais de oito elétrons em sua camada de valência.
Exemplos:
Fósforo (P): Pode ter até 10 elétrons na camada de valência (como em PCl5).
Enxofre (S): Pode ter até 12 elétrons na camada de valência (como em SF6).
Hidrogênio (H):
O hidrogênio é uma exceção à regra do octeto, pois se estabiliza com apenas dois elétrons em sua camada de valência (atingindo a configuração do hélio), não oito.
As propriedades físicas dos compostos covalentes são, em grande parte, determinadas pelas forças intermoleculares, que são atrações entre as moléculas (não confundir com as ligações covalentes, que são forças intramoleculares, dentro da molécula).
Interações Dipolo-Dipolo: Ocorrem entre moléculas polares. As regiões parcialmente positivas de uma molécula atraem as regiões parcialmente negativas de outra. São mais fortes que as forças de dispersão de London.
Ligações de Hidrogênio (Pontes de Hidrogênio): Um tipo especial e particularmente forte de interação dipolo-dipolo. Ocorre quando um átomo de hidrogênio (H) está ligado a um átomo muito eletronegativo e pequeno, como Flúor (F), Oxigênio (O) ou Nitrogênio (N) (a famosa sigla "FON"). Essas ligações são responsáveis pelas propriedades anômalas da água (altos pontos de fusão e ebulição para sua massa molecular).
Forças de Dispersão de London (Dipolo Induzido-Dipolo Induzido): Ocorrem entre todas as moléculas, mas são as únicas forças significativas em moléculas apolares. São causadas por flutuações temporárias na distribuição eletrônica, criando dipolos instantâneos que induzem dipolos em moléculas vizinhas. Sua intensidade aumenta com o tamanho e a massa molar da molécula.
Impacto nas Propriedades:
Forças intermoleculares mais fortes resultam em maiores pontos de fusão e ebulição, pois é necessária mais energia para separar as moléculas.
A rigidez de um material também está ligada à inclinação da curva de força de ligação no ponto de equilíbrio: materiais mais rígidos têm uma inclinação maior.
O coeficiente de expansão térmica diminui com a profundidade do poço da curva de energia de ligação, ou seja, com ligações mais fortes.
"Toda ligação covalente é polar?"
Não! A polaridade de uma ligação covalente depende da diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos. Se a diferença for zero (átomos iguais), a ligação é apolar (ex: O2). A polaridade molecular, por sua vez, depende da geometria e da soma vetorial dos dipolos das ligações.
"Compostos covalentes são sempre fracos ou gasosos?"
Não exatamente. Embora geralmente tenham pontos de fusão e ebulição menores que os iônicos, eles podem ser sólidos. A resistência e o estado físico dependem fortemente das forças intermoleculares e da massa molar. Por exemplo, o diamante, que possui apenas ligações covalentes, é uma das substâncias mais duras e com altíssimo ponto de fusão.
"Compostos covalentes nunca conduzem eletricidade?"
Geralmente não, na forma pura, são isolantes. Mas há exceções importantes como a grafita, que conduz eletricidade devido a elétrons deslocalizados, e ácidos fortes em solução aquosa, que ionizam e formam íons condutores.
"Ligação dativa é um tipo de ligação diferente?"
Didaticamente sim, mas quimicamente, uma vez formada, ela se comporta como qualquer outra ligação covalente polar. A distinção é mais para indicar que ambos os elétrons vieram do mesmo átomo doador.
"Metais podem fazer ligações covalentes?"
Raramente, mas sim. Embora os metais sejam mais conhecidos por ligações iônicas (com ametais) ou metálicas (entre si), alguns metais de transição, em certas condições, podem formar ligações com caráter covalente, como o óxido de cobre (II).
As ligações covalentes são a base para a existência de milhões de compostos, desde a água que bebemos até as complexas moléculas orgânicas que compõem a vida. Compreender sua formação, seus tipos, a influência da polaridade e as propriedades dos compostos resultantes é fundamental para qualquer estudante de química.