A maioria dos elementos químicos são metais. Contrastando com os elementos não-metálicos, eles são bons condutores de calor e de eletricidade; todos são opacos, têm brilho e podem ser deformados de modo permanente. A explicação dessas propriedades singulares repousa na natureza da ligação metálica. Ainda que a ligação metálica, como a ligação covalente, tenha suas origens na redução da energia de um elétron quando este se acha próximo de mais de um núcleo, existem fortes diferenças entre esses dois tipos de ligação. Por exemplo, uma ligação metálica pode existir somente entre um grande agregado de átomos, enquanto que a ligação covalente pode ocorrer entre pequeno número de átomos, no mínimo dois. Além disso, as ligações metálicas são não-direcionais.
O traço característico dos átomos metálicos, que explica as peculariedades da ligação, é a debilidade com que seus elétrons de valência são mantidos. Tipicamente, o raio eletrônico médio no átomo livre seria maior que a distância interatômica num metal sólido. Isso significa que, no sólido metálico, os elétrons de valência estão sempre mais próximos de um ou de outro núcleo do que o estariam no átomo livre e, portanto, suas energias potenciais decrescem no sólido. Seria esse decréscimo em ambas as energias, tanto potencial como cinética, dos elétrons de valência dos átomos metálicos, que estaria na origem da ligação metálica. Como cada elétron de valência não está localizado entre apenas dois “caroços” iônicos(1), como na ligação covalente, a ligação metálica é não-direcional e os elétrons são mais ou menos livres para se moverem através do sólido.
A natureza difusa da ligação metálica seria a responsável pela fácil deformabilidade dos metais. Algumas vezes, a ligação metálica é descrita como um “gás” de elétrons que permeia e se mantém unido aos “caroços” iônicos positivos (Veja animação na Figura 1.m). Outra representação, que se relaciona mais diretamente com os orbitais de ligação, é a de uma ligação covalente média (no tempo), flutuante (veja também a Fig. 1.m).
Em geral, quanto menos elétrons de valência um átomo possuir, mais fracamente eles estarão ligados ao “caroço” iônico, e mais metálica será a ligação. Elementos como sódio (Na), potássio (K), cobre (Cu), prata (Ag) e ouro (Au) têm altas condutividades elétrica e térmica, porque seus elétrons de valência são muito móveis. São opacos, porque esses elétrons “livres” absorvem os fótons da luz visível (2) e têm alta refletividade, porque os elétrons reemitem essa energia, caindo para níveis mais baixos de energia. À medida que crescem o número de elétrons de valência e a rigidez com que eles se prendem ao núcleo, mais localizados eles ficam no espaço, aumentando a natureza covalente da ligação. Os metais de transição (átomos metálicos com camadas d incompletas, tais como ferro (Fe), níquel (Ni), tungstênio (W) e titânio (Ti), apresentam uma fração significativa de ligação covalente, envolvendo orbitais hibridizados das camadas eletrônicas mais internas; isso explica, em parte, seus elevados pontos de fusão. A competição entre ligações covalente e metálica é particularmente evidente na quarta coluna da tabela periódica (Veja Tabela Períodica no Anexo 1). O diamante (C) apresenta ligação covalente quase pura; silício (Si) e germânio (Ge) são mais metálicos, o estanho (Sn) existe realmente em duas modalidades – uma delas mais covalente, a outra mais metálica – e o chumbo (Pb) é mais metálico.
Figura 1.m- A ligação metálica é descrita como um “gás” de elétrons que permeia e mantém unido aos caroços iônicos positivos.