QUÍMICA ENEM – LIGAÇÕES QUÍMICAS 

Ligações Químicas

Introdução

As ligações químicas são forças que mantêm os átomos juntos em moléculas e compostos. Compreender essas ligações é essencial para a química, pois elas determinam as propriedades físicas e químicas das substâncias. Este artigo explora os diferentes tipos de ligações químicas, suas características, e exemplos práticos.

Tipos de Ligações Químicas

Existem três principais tipos de ligações químicas: iônicas, covalentes e metálicas.

Ligação Iônica

A ligação iônica ocorre entre átomos com uma grande diferença de eletronegatividade, geralmente entre um metal e um não-metal. Nesta ligação, um átomo doa um ou mais elétrons para outro átomo, formando íons que se atraem eletricamente.

Exemplo: Cloreto de Sódio (NaCl)

• Sódio (Na): Doa um elétron para formar o cátion Na⁺.
• Cloro (Cl): Ganha um elétron para formar o ânion Cl⁻.
• Resultado: A atração eletrostática entre Na⁺ e Cl⁻ forma o composto iônico NaCl.

Ligação Covalente

A ligação covalente ocorre entre átomos com eletronegatividades semelhantes, geralmente entre não-metais. Nesta ligação, os átomos compartilham pares de elétrons para alcançar a estabilidade.

Exemplo: Molécula de Água (H₂O)

• Oxigênio (O): Compartilha um par de elétrons com cada hidrogênio (H).
• Hidrogênios (H): Compartilham um par de elétrons com o oxigênio.
• Resultado: A molécula de água, H₂O, é formada com ligações covalentes entre O e H.

Ligação Metálica

A ligação metálica ocorre entre átomos de metais, onde os elétrons de valência formam uma “nuvem” de elétrons deslocalizados ao redor de uma rede de íons metálicos positivos. Essa deslocalização permite que os metais conduzam eletricidade e calor, além de conferir maleabilidade e ductilidade.

Exemplo: Cobre (Cu)

• Átomos de cobre (Cu): Compartilham uma “nuvem” de elétrons deslocalizados.
• Resultado: O cobre possui propriedades metálicas típicas, como condutividade elétrica e térmica.

Propriedades das Ligações Químicas

Propriedades das Ligações Iônicas

• Ponto de Fusão e Ebulição: Altos, devido à forte atração eletrostática entre íons.
• Condutividade Elétrica: Conduzem eletricidade quando dissolvidos em água ou fundidos.
• Solubilidade: Solúveis em água e outros solventes polares.

Propriedades das Ligações Covalentes

• Ponto de Fusão e Ebulição: Variáveis, dependendo da força das interações intermoleculares.
• Condutividade Elétrica: Geralmente não conduzem eletricidade, exceto em algumas exceções (e.g., grafite).
• Solubilidade: Solubilidade variável, dependendo da polaridade da molécula e do solvente.

Propriedades das Ligações Metálicas

• Ponto de Fusão e Ebulição: Altos, devido à forte atração entre íons metálicos e elétrons deslocalizados.
• Condutividade Elétrica e Térmica: Elevada, devido à mobilidade dos elétrons deslocalizados.
• Maleabilidade e Ductilidade: Capacidade de serem moldados sem quebrar.

Tipos Específicos de Ligações Covalentes

Ligação Covalente Simples

Uma ligação covalente simples envolve um par de elétrons compartilhados entre dois átomos.

Exemplo: Cloro (Cl₂)

• Cloro (Cl): Cada átomo de cloro compartilha um par de elétrons.
• Resultado: Molécula de Cl₂ com uma ligação covalente simples.

Ligação Covalente Dupla

Uma ligação covalente dupla envolve dois pares de elétrons compartilhados entre dois átomos.

Exemplo: Oxigênio (O₂)

• Oxigênio (O): Cada átomo de oxigênio compartilha dois pares de elétrons.
• Resultado: Molécula de O₂ com uma ligação covalente dupla.

Ligação Covalente Tripla

Uma ligação covalente tripla envolve três pares de elétrons compartilhados entre dois átomos.

Exemplo: Nitrogênio (N₂)

• Nitrogênio (N): Cada átomo de nitrogênio compartilha três pares de elétrons.
• Resultado: Molécula de N₂ com uma ligação covalente tripla.

Ligação Covalente Coordenada (Dativa)

Uma ligação covalente coordenada ocorre quando um átomo fornece ambos os elétrons para a ligação.

Exemplo: Íon Amônio (NH₄⁺)

• Amônia (NH₃): O nitrogênio tem um par de elétrons não compartilhado.
• H⁺: O próton (H⁺) aceita o par de elétrons do nitrogênio.
• Resultado: Íon amônio (NH₄⁺) com uma ligação covalente coordenada entre N e H.

Forças Intermoleculares

Além das ligações químicas, as forças intermoleculares desempenham um papel crucial nas propriedades das substâncias.

Forças de Van der Waals

• Dipolo-Dipolo: Atração entre moléculas polares.
• Dipolo Induzido: Atração entre uma molécula polar e uma apolar.
• Dispersão (London): Forças fracas entre moléculas apolares.

Ligações de Hidrogênio

Uma ligação de hidrogênio é uma atração forte entre um átomo de hidrogênio ligado a um átomo altamente eletronegativo (como N, O ou F) e outro átomo eletronegativo.

Exemplo: Água (H₂O)

• Água (H₂O): Ligações de hidrogênio entre moléculas de água.
• Resultado: Alto ponto de ebulição e outras propriedades anômalas da água.

Aplicações das Ligações Químicas

Síntese de Medicamentos

O entendimento das ligações químicas é crucial no desenvolvimento de novos medicamentos, permitindo a criação de moléculas com propriedades específicas.

Materiais Avançados

O design de novos materiais, como polímeros, cerâmicas e compósitos, depende do conhecimento detalhado das ligações químicas.

Nanotecnologia

A manipulação de ligações químicas em escala nanométrica é essencial para o desenvolvimento de novos dispositivos e materiais na nanotecnologia.

Conclusão

As ligações químicas são fundamentais para a estrutura e propriedades das substâncias. Compreender os diferentes tipos de ligações, suas características e suas aplicações práticas é essencial para a química e para diversas áreas da ciência e tecnologia.

Referências

1. Atkins, P., & de Paula, J. (2014). “Atkins’ Physical Chemistry.” Oxford University Press.
2. Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., & Woodward, P. (2018). “Chemistry: The Central Science.” Pearson.
3. Chang, R., & Goldsby, K. (2016). “Chemistry.” McGraw-Hill Education.
4. Zumdahl, S. S., & Zumdahl, S. A. (2014). “Chemistry.” Cengage Learning.
5. Silberberg, M. S. (2017). “Principles of General Chemistry.” McGraw-Hill Education.