Por que os átomos se ligam

Quebrar um mol de ligações H-H exige 436 kJ, então dois átomos de hidrogênio são muito mais estáveis juntos do que separados.

Quase nada à sua volta é feito de átomos soltos e separados. O ar é formado principalmente por moléculas de N₂ e O₂, a água é H₂O, e um grão de sal é um bloco de sódio e cloro empacotados aos bilhões. Só os gases nobres ficam por aí como átomos isolados. Então a verdadeira pergunta não é se os átomos se juntam, mas por que se juntam, e por que algumas combinações acontecem enquanto outras nunca acontecem.

Energia menor é mais estável

Uma bola numa encosta rola para baixo e fica no vale. Os átomos seguem a mesma regra com a energia. Quando dois átomos de hidrogênio se aproximam, o elétron de cada um é atraído pelos dois núcleos ao mesmo tempo. Até certo ponto, essa atração supera a repulsão entre os dois núcleos e entre os dois elétrons, e a energia total cai. A uma distância de 74 pm, a energia chega ao seu ponto mais baixo. Aproxime mais os núcleos e a repulsão vence; afaste-os e você precisa fornecer energia de novo. Esse vale é a ligação.

A profundidade do vale é a energia de ligação. Para o hidrogênio, ela é de 436 kJ para cada mol de moléculas, o que equivale a cerca de 6 × 10²³ ligações. Essa energia precisa ser fornecida para separar as moléculas, e é liberada quando os átomos se unem. Os combustíveis funcionam assim, ao contrário: quando o hidrogênio queima, ligações mais fracas são quebradas e ligações mais fortes se formam na água, e a diferença sai como calor.

Como alguém consegue medir uma distância de 74 pm? Ninguém usa régua. As moléculas giram e vibram e só absorvem luz em certas frequências, que dependem da distância entre os átomos e da rigidez da ligação. Meça essas frequências com um espectrômetro e o comprimento e o ângulo da ligação saem do cálculo. O NIST Computational Chemistry Comparison and Benchmark Database reúne essas geometrias medidas, e todos os comprimentos e ângulos de ligação dos modelos 3D deste curso vêm dele.

O padrão da camada completa

Os químicos têm um jeito rápido de prever quais ligações vão se formar. Os gases nobres, com a camada externa completa, quase não reagem, então uma camada completa parece ser um arranjo confortável. Muitos átomos se ligam de modo que cada um fique com a camada externa completa, geralmente com 8 elétrons, ou 2 no caso do hidrogênio. Isso se chama regra do octeto. O químico americano G. N. Lewis descreveu o par de elétrons compartilhado em 1916, e seus diagramas de pontos ainda são usados para contar os elétrons nas ligações.

Há três jeitos de chegar a uma camada completa, e eles dão os três principais tipos de ligação. Um átomo pode entregar elétrons a outro, o que forma íons unidos por atração elétrica: a ligação iônica. Dois átomos podem compartilhar pares de elétrons, de modo que cada um conta os compartilhados como seus: a ligação covalente. Ou uma multidão de átomos de metal pode juntar seus elétrons externos: a ligação metálica. Qual delas acontece depende principalmente da eletronegatividade, a força com que cada átomo puxa os elétrons.

A regra do octeto é um guia, não uma lei. O boro no BF₃ fica com só 6 elétrons externos, e o enxofre no SF₆ tem 12. Os metais de transição seguem a sua própria contagem. Mas, para os vinte primeiros elementos e os compostos de carbono, nitrogênio e oxigênio, ela funciona com uma frequência impressionante, e é o lugar certo para começar.