Ligação Covalente

Praticamente todos os ametais da tabela periódica  estabelecem entre si ligações onde há compartilhamento de elétrons, ou seja, o par ou pares eletrônicos compartilhados fazem parte, quase que simultaneamente, das eletrosferas  dos participantes da ligação.

Alguns compostos como CO₂, HCl, SiO₂, AlCl₃, são exemplos de espécies de maior caráter covalente  (frente ao caráter iônico – até porque esse não está totalmente excluído): assim, tomando o dióxido de carbono, os dois átomos de oxigênio (com 6 elétrons de valência) adquirem mais 2 elétrons do carbono (com 4 de valência) e completam o octeto. Da mesma forma, como o carbono compartilha 4 pares com cada átomo de oxigênio (portanto, 8 elétrons) também adquire condição de octeto completo.

Elétrons de Valência

Nas ligações covalentes, como também nas iônicas, os elétrons participantes localizam-se na camada mais externa, sendo chamados então de elétrons de valência.

De acordo com a regra do octeto, o número de elétrons de valência para um átomo estável (contando os compartilhados na ligação) deve ser igual a 8 ou 2 (quando o átomo assemelha-se ao gás nobre hélio) – embora hajam diversos casos em que essa regra não é válida.

A Força da Ligação Covalente

As ligações por compartilhamento de elétrons, inclusive as covalentes coordenadas, são sistematicamente mais fracas que as do tipo eletrostática (ligações iônicas) e metálica, logo, necessitam de menor quantidade de energia para serem rompidas. Entretanto, de acordo com o tipo de interação intermolecular, compostos covalentes frequentemente são visto sob estado sólido (iodo, diamante, sílica), alguns com ponto de fusão extremamente elevado.

Apesar desse tipo de interação intramolecular ocorrer apenas entre átomos neutros (sem atração de íons), deve ser observado que, em caso de clivagem da ligação, é bem provável que os envolvidos adquiram carga elétrica. A regra é bem simples: com a quebra de ligação covalente entre dois átomos, haverá provável transferência de elétrons para o que apresentar maior eletronegatividade. Caso isso não ocorra, para dois átomos diferentes, ter-se-á um radical (átomo com elétrons desemparelhados).

Ligações Simples, Dupla e Tripla

Verifica-se que ligações covalentes simples são originadas pelo encontro frontal de orbitais s e/ou p: constituindo o tipo sigma (σ). Ao passo que as ligações duplas e triplas possuem uma do tipo sigma e outra(s) do tipo Pi (π).

As do tipo Pi são decorrentes da interação de orbitais s e/ou p orientados perpendicularmente ao eixo z:

As ligações Pi são mais fracas que a sigma porque apresentam uma interpenetração menos intensa, assim, necessitam de menos energia para serem rompidas.

Outro fato a ser observado é que numa ligação tripla, a energia necessária para romper todas as constituintes não é 3 vezes maior que a necessária para romper uma ligação simples. Por exemplo, no etino (acetileno) os dois carbonos apresentam uma ligação tripla entre si de energia de dissociação média igual a 837 KJ/mol. Enquanto que uma ligação simples entre carbono não é 3 vezes mais fraca (a energia de dissociação média é igual a 348 KJ/mol – 2,4 vezes menor).

Isso pode ser explicado pela repulsão dos elétrons ligantes: é certo de que uma ligação tripla é mais forte que uma dupla que, por sua vez, é mais forte que uma ligação simples. Porém, quanto mais elétrons são envolvidos maior será a força de repulsão entre eles. Assim, diminuem a estabilidade das ligações e as tornam proporcionalmente menos intensas.

Fontes:
ATKINS, Peter. LORETTA, Jones. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente; tradução Ricardo Bicca de Alencastro. – 3ª Ed. – Porto Alegre: Bookman, 2006. 968 páginas.