Ligações metálicas

O ouro pode ser batido até virar uma folha tão fina que a luz a atravessa. As ligações metálicas se dobram em vez de quebrar.

Um fio de cobre leva a eletricidade até a sua casa, uma panela de alumínio espalha o calor pelo fundo e um clipe de aço se dobra sem quebrar. Esses fatos do dia a dia vêm do jeito como os átomos de metal se ligam uns aos outros. Não é a transferência da ligação iônica nem o compartilhamento em pares da ligação covalente, mas um terceiro arranjo, em que os elétrons externos pertencem ao pedaço de metal inteiro ao mesmo tempo.

Um mar de elétrons

Os átomos de metal têm poucos elétrons externos, presos sem muita força, e baixa eletronegatividade. Quando muitos átomos de metal se juntam, esses elétrons externos deixam de estar presos a um átomo só. Eles circulam entre todos os átomos, e o que sobra é um arranjo regular de íons metálicos positivos numa nuvem compartilhada de elétrons negativos. A atração entre os íons e a nuvem de elétrons é a ligação metálica. Os químicos costumam chamar a nuvem de mar de elétrons, e os elétrons de deslocalizados, ou seja, sem lugar fixo.

O que o mar de elétrons explica

A condutividade é a primeira coisa. Ligue uma pilha a um fio de cobre e os elétrons livres se deslocam para o polo positivo, o que é uma corrente elétrica. Os mesmos elétrons móveis levam o calor rapidamente de uma parte quente do metal para uma parte fria. O brilho é outra: os elétrons livres absorvem e reemitem a luz na superfície, o que dá aos metais seu brilho de espelho.

A maleabilidade é a mais útil. Num cristal iônico, deslizar uma camada põe cargas iguais frente a frente e o cristal se estilhaça. Num metal, quando camadas de íons deslizam umas sobre as outras, o mar de elétrons simplesmente flui em volta delas e continua mantendo tudo unido. Por isso os metais podem ser martelados em chapas (maleáveis) e esticados em fios (dúcteis). O ouro é o caso extremo e pode ser batido até virar uma folha tão fina que deixa a luz passar.

Fortes, mas não igualmente fortes

A força da ligação metálica varia muito, e os pontos de fusão mostram isso. O tungstênio, com muitos elétrons no mar, funde a 3695 K, cerca de 3422 °C, e por isso era usado nos filamentos das lâmpadas. O mercúrio funde a cerca de −39 °C e fica líquido no parapeito de uma janela. O gálio funde a cerca de 29.8 °C, então um pedaço pode derreter na sua mão. O sódio e o potássio, metais do grupo 1 com só um elétron externo cada, são moles o bastante para cortar com uma faca e fundem abaixo de 100 °C (o sódio a cerca de 98 °C, o potássio a cerca de 63 °C).

Como o mar de elétrons não se importa exatamente com quais íons envolve, os metais se misturam com facilidade formando ligas. O aço é ferro com uma pequena quantidade de carbono. O bronze é cobre com estanho, e o latão é cobre com zinco. Os átomos de tamanhos diferentes dificultam o deslizamento das camadas, então as ligas costumam ser mais duras e mais resistentes que os metais puros de que são feitas.

A ligação metálica também explica onde os metais ficam na tabela periódica. Átomos com poucos elétrons externos e baixa eletronegatividade, à esquerda e no meio, entregam esses elétrons a um mar comum quando se juntam. Os não metais, à direita, prendem seus elétrons com força demais para isso, então se ligam compartilhando em pares. Os semimetais ao longo da escada ficam no meio: o silício prende seus elétrons com força suficiente para ser um mau condutor, mas com pouca força o bastante para que calor, luz ou um pouco de impureza adicionada libertem alguns deles, e é assim que um semicondutor funciona.