Até o momento, a ligação covalente foi definida como sendo o compartilhamento de elétrons entre dois núcleos, sem levar-se em conta a natureza deles. Existe, no entanto, diferenças marcantes neste compartilhamento.
Se for considerada a molécula do hidrogênio, onde dois átomos de hidrogênio compartilham um par de elétrons, tem-se este par sendo atraído com a mesma intensidade pelos dois núcleos. O mesmo acontece no caso da molécula de cloro.
Por outro lado, quando átomos diferentes estão ligados, nem sempre este compartilhamento será feito de forma simétrica. Por exemplo, considere-se a molécula do ácido clorídrico. Nesta molécula tem-se um átomo de hidrogênio ligado a um átomo de cloro, sendo o par de elétrons atraído por ambos os núcleos. A grande diferença na eletronegatividade destes átomos resulta numa maior força de atração do par de elétrons pelo núcleo de cloro. Desta maneira, a nuvem eletrônica que forma a ligação estará distorcida, gerando uma falta de elétrons (ou carga parcial positiva) em torno ao hidrogênio e um excesso deles (ou carga parcial negativa) em torno ao cloro.
Pode-se então classificar as ligações covalentes em dois tipos: aquelas onde a nuvem eletrônica não está polarizada, formada com átomos com eletronegatividades semelhantes, e aquelas onde ela encontra-se polarizada, no caso de núcleos com eletronegatividades marcadamente diferentes. Estes dois tipos de ligação covalente são conhecidos como ligação polar e apola r.
Como resultado da polarização de ligações covalentes, tem-se a formação de dipolos elétricos. No caso do ácido clorídrico, pode-se representar a formação deste dipolo elétrico conforme a figura abaixo.

A formação de dipolos elétricos em moléculas, como no caso do HCl, pode facilmente ser verificado experimentalmente. Ao aplicar um campo elétrico, as moléculas irão girar de forma a alinhar-se com este campo, conforme mostrado no esquema abaixo.

HCl

Considere-se, por exemplo, a molécula do CO2. Neste composto, o carbono apresenta duas ligações com cada oxigênio, uma através de um orbital híbrido do tipo sp e a outra com um orbital p puro. Desta maneira, a geometria da molécula é linear, com ângulo de 180o entre as duplas ligações. Dada a maior eletronegatividade do oxigênio em relação ao carbono, serão formados nesta estrutura dois dipolos elétricos, conforme o esquema abaixo. Se os vetores que representam estes dipolos forem somados, ver-se-á que a resultante é nula. Em outras palavras, a molécula do CO2 , mesmo sendo formada por ligações polares, será apolar.

        Na molécula da água, H2O, o átomo de oxigênio possui uma hibridização do tipo sp3, onde dois orbitais híbridos estão com um par de elétrons e os outros dois formam ligações com átomos de hidrogênio. A geometria da molécula é então triangular planar, com um ângulo de 104,5o. Dois dipolos são então formados devido a grande diferença de eletronegatividade entre estes dois átomos. O somatório destes dipolos não é nulo, o que significa que a molécula da água apresenta uma polaridade resultante, conforme pode ser visualizado no esquema abaixo.

O somatório dos momentos de dipolo são realizados utilizando vetores. Para tal, deve-se transpor todos os vetores que representam os dipolos elétricos existentes na molécula, mantendo-se a inclinação original, de tal forma que o início de um coincida com o final do outro. O vetor somatório, que representa a polarização resultante na molécula, é então obtido unindo-se o início do primeiro vetor da soma com o final do último. Na figura abaixo, esta operação é exemplificada para a molécula da água.

Forças de Interação Intermoleculares

        A formação de dipolos elétricos em moléculas covalentes tem como conseqüência o surgimento de forças eletrostáticas entre elas. Ou seja, os dipolos elétricos irão atrair-se mutuamente, mantendo as moléculas unidas. Além deste tipo de interação, considerada fraca quando comparada com a ligação covalente, existem muitas outras forças entre compostos químicos, as quais são responsáveis pela existência dos estados condensados da matéria (sólido e líquido). Entre as forças de interação intermolecular pode-se identificar dois tipos básicos: as de Van der Walls e a ligação de hidrogêni o.

Forças de Van der Walls

As forças de van der Walls atuam entre íons, moléculas e átomos, sendo os principais tipos conhecidos como forças íon-dipolo, dipolo-dipolo, dipolo induzido e de London. É extremamente complicado explicar matematicamente, via mecânica quântica, estas interações. Porém, pode-se descrevê-las de forma qualitativa, considerando-as como forças de atração eletrostáticas, como será feito a seguir.

1. Forças íon-dipolo: quando um dipolo elétrico, por exemplo a molécula da água, sofre influência do campo elétrico gerado por um íon, por exemplo o cátion de sódio, ele irá alinhar-se ao campo e manter-se unido a fonte geradora. Ou seja, neste caso, o oxigênio da água, onde está localizada a carga parcial negativa, une-se ao cátion de sódio e os hidrogênios afastam-se o máximo possível, conforme mostrado abaixo.

1. Forças dipolo-dipolo: quando duas moléculas polares, como o metanol e Clorofórmio, se aproximam, surgem forças de atração eletrostática entre elas. É importante notar que estas forças são direcionais, orientando os dipolos espacialmente, como mostrado na figura abaixo.

1. Forças dipolares induzidas: quando uma molécula apolar se aproxima a outra polar, ocorre uma distorção da sua nuvem eletrônica gerando um dipolo elétrido. Entre este dipolo formado, conhecido como dipolo induzido, e o indutor, ocorre então o surgimento de forças de atração semelhantes às verificadas entre moléculas polares. Na figura abaixo, este processo de indução aparece esquematizado.

d) Forças de London: este tipo de interação surge entre moléculas apolares.  Admite-se que a interação originada pela aproximação destas espécies leva a formação de dipolos induzidos, os quais irão se atrair mutuamente. Este tipo de força também é conhecida como dispersão .

Ligação de Hidrogênio

As ligações de hidrogênio (ou Ponte de Hidrogênio) são difíceis de serem definidas, uma vez que são bem mais fortes que as forças de van der Walls, porém mais fracas que uma ligação de valência. Pode-se dizer que, quando ligado a um grupo fortemente eletronegativo (A), como os átomos de flúor, oxigênio e nitrogênio, o hidrogênio pode apresentar uma segunda ligação, mais fraca que a anterior, com um segundo átomo (B). Esta segunda ligação é dita então ligação de hidrogêni o, e é representada com um traço descontínuo, como mostrado na figura abaixo.

A-H …….B

São conhecidas ligações de hidrogênio formadas com átomos pertencentes a outra molécula, como as verificadas na água pura ou na solução de metanol em água, como ilustrado abaixo.

Pontes de Hidrogênio entre as moléculas de água

Pontes de Hidrogênio entre moléculas de metanol e água

Bibliografia

1. SOLOMONS, T.W.G. Química Orgânica. Livros Técnicos e Científicos. Vol. I

2.  McMURRY, J. Química Orgânica. LTC, Rio de Janeiro, RJ, 1997. vol.I

3. http://www.qmcweb.org/

4. FELTRE, Ricardo. Química Geral. Vol. 2