A ligação coordenada

As ligações covalentes comuns são efetuadas de maneira que cada átomo contribui com um elétron do par compartilhado. No entanto, quando um átomo não pode mais efetuar ligações covalentes por já ter atingido o seu octeto, pode, se ainda houverem pares disponíveis, efetuar ligações covalentes coordenadas ou dativas, em que o par eletrônico é cedido por apenas um dos átomos da ligação. Essa ligação é feita para completar o octeto do átomo que ainda precisa se estabilizar, e costuma-se representá-la por uma seta, partindo do átomo que cede o par eletrônico para o átomo que o recebe. Entretanto, é importante deixar claro que uma ligação covalente coordenada não é diferente de uma ligação covalente comum. Comum e coordenada são apenas termos convenientes para indicar a origem dos elétrons do par compartilhado. Veja o exemplo abaixo:
ligacao_Coordenada.gif


Perceba que o nitrogênio possui um par eletrônico disponível, apesar de já estar com o seu octeto completo. Esse par eletrônico pode então servir para estabilizar um outro átomo de hidrogênio, que necessita de apenas dois elétrons, adquirindo configuração eletrônica semelhante à do gás nobre hélio.

Ressonância
Algumas vezes não é possível representar um composto por uma única estrutura de Lewis. Consideremos a molécula de ozônio (O3), por exemplo:
Ressonância.gif
A estrutura I apresenta a dupla ligação à direita, e a estrutura II à esquerda. A representação com ambas as estruturas pode ser uma solução válida, porém, não o é, uma vez que evidências experimentais mostram que as ligações entre os oxigênios O - O são equivalentes. Uma ligação dupla é tipicamente mais forte e mais curta que uma ligação simples entre os mesmos átomos. No Oomos. No O3 ambas as ligações possuem a mesma força, e cada uma tem o comprimento de 0,128 nm. Como as estruturas I e II nos levam a esperar uma ligação mais curta que a outra, nenhuma serve para representar a estrutura de Lewis do ozônio. A estrutura da molécula de ozônio é conhecida como um híbrido de ressonância das estruturas I e II e não pode ser representada satisfatoriamente por uma simples estrutura de Lewis. Cada ligação oxigênio-oxigênio não é simples nem dupla, mas intermediária entre essas duas.




A ligação covalente simples e a covalente coordenada, na prática, não apresentam diferenças. Imagine da seguinte forma:

Uma ligação covalente é formada pelo compartilhamento de elétrons entre dois ou mais átomos (pode haver ligações covalentes unindo simultaneamente 3 ou até mais átomos, mas vamos usar apenas exemplos entre dois átomos para facilitar).
No estabelecimento de uma ligação covalente, normalmente, cada átomo contribui com um elétron (isso no caso da ligação simples, em duplas ou triplas, cada um contribui com 2 ou três elétrons, respectivamente), já na ligação covalente coordenada, os dois elétrons usados para a ligação partem do mesmo átomo.

Um exemplo que, na minha opinião, ilustra bem a ligação coordenada é a ligação estabelecida entre a molécula de amônia (NH3) e o íon H+ formando o íon amônio (NH4+). Observe a figura abaixo, onde temos a forma eletrônica destas espécies químicas:
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Observe que as três ligações estabelecidas entre o nitrogênio e os átomos de hidrogênio na amônia são covalentes simples, pois cada uma é formada por um elétron do nitrogênio e um do átomo de hidrogênio. Por outro lado, na ligação com o íon H+, os dois elétrons partiram do nitrogênio, por isso essa ligação é dita coordenada.

No íon NH4+, temos 3 ligações covalentes simples e uma coordenada, entretanto, na prática, as 4 ligações são idênticas sob todos os aspectos: comprimento, energia de ligação, etc. Em outras palavras, a diferença entre a covalente simples e a ordenada está apenas em sua formação: Na simples, um elétron de cada átomo, na coordenada, os dois elétrons partem do mesmo átomo.

O CO2 não apresenta ligações coordenadas, mas sim, covalentes duplas: São estabelecidas duas ligações entre o carbono e cada átomo de oxigênio, mas, em cada uma das ligações, um electrão parte do carbono e um do oxigênio.