Ligações químicas: o que cai no ENEM e nos vestibulares

Resumo rápido

Ligações químicas são as forças que mantêm os átomos unidos, formando as moléculas e os materiais que nos rodeiam: o sal da cozinha, a água que bebemos, o ferro de uma panela e o plástico de uma garrafa só existem porque os átomos se ligam. É um tema 🔥 Quente no ENEM e nos vestibulares, porque o tipo de ligação explica as propriedades da substância: por que o sal derrete a uma temperatura alta, por que a água dissolve o sal, por que o ferro conduz eletricidade e por que o gelo flutua. Se você souber identificar o tipo de ligação, consegue prever boa parte dessas propriedades.

A regra que organiza tudo é a regra do octeto: os átomos tendem a ficar com 8 elétrons na camada de valência, como os gases nobres, que são estáveis. Para isso, eles podem perder elétrons, ganhar elétrons ou compartilhar elétrons — e cada estratégia corresponde a um tipo de ligação. Há exceções, como o hidrogênio, que fica estável com 2 elétrons, e o boro e o alumínio, que às vezes ficam estáveis com menos de 8, mas a regra do octeto resolve a imensa maioria das questões da prova.

Ligação iônica: transferência de elétrons

Na ligação iônica, um metal transfere elétrons para um ametal. O metal, que tem poucos elétrons de valência e os perde com facilidade, vira um cátion, um íon positivo. O ametal, que está perto de completar o octeto, ganha esses elétrons e vira um ânion, um íon negativo. Os íons de cargas opostas se atraem fortemente e formam uma rede cristalina, um arranjo regular e tridimensional de cátions e ânions.

O exemplo clássico é o cloreto de sódio, o sal de cozinha, \( \text{NaCl} \): o sódio, do grupo 1, perde 1 elétron e vira \( \text{Na}^+ \); o cloro, do grupo 17, ganha 1 elétron e vira \( \text{Cl}^- \); os dois se atraem e formam o cristal de sal. Outro exemplo é o óxido de cálcio, \( \text{CaO} \): o cálcio perde 2 elétrons e vira \( \text{Ca}^{2+} \), e o oxigênio ganha 2 elétrons e vira \( \text{O}^{2-} \). Para descobrir a fórmula de um composto iônico, basta cruzar as cargas: o número de cátions e de ânions deve equilibrar a carga total, deixando o composto neutro.

As propriedades dos compostos iônicos decorrem da força da atração entre os íons: eles são sólidos à temperatura ambiente, têm pontos de fusão e ebulição altos, porque é preciso muita energia para desmontar a rede cristalina, são duros e quebradiços, pois um deslocamento na rede coloca íons de mesmo sinal frente a frente e eles se repelem, e conduzem eletricidade quando fundidos ou dissolvidos em água, porque aí os íons ficam livres para se mover, mas não conduzem no estado sólido, porque os íons estão presos na rede.

Ligação covalente: compartilhamento de elétrons

Na ligação covalente, dois ametais compartilham pares de elétrons, de forma que ambos completam o octeto. Cada par compartilhado é uma ligação simples; dois pares compartilhados formam uma ligação dupla; três pares, uma ligação tripla. O exemplo mais famoso é a água, \( \text{H}_2\text{O} \): o oxigênio compartilha um par de elétrons com cada hidrogênio, ficando com 8 elétrons na valência, e cada hidrogênio fica com 2, como o hélio. Outros exemplos são o gás oxigênio, \( \text{O}_2 \), com ligação dupla, o gás nitrogênio, \( \text{N}_2 \), com ligação tripla, e o metano, \( \text{CH}_4 \), o principal componente do gás natural.

As moléculas covalentes podem ser polares ou apolares. Se os átomos ligados têm eletronegatividades parecidas, os elétrons compartilhados ficam distribuídos de forma equilibrada e a molécula é apolar, como o \( \text{H}_2 \) e o \( \text{CH}_4 \). Se as eletronegatividades são diferentes, os elétrons ficam mais tempo perto do átomo mais eletronegativo, criando polos parciais positivo e negativo, e a molécula é polar, como a água e o cloreto de hidrogênio, \( \text{HCl} \). A polaridade é decisiva para a solubilidade: semelhante dissolve semelhante, ou seja, substâncias polares dissolvem substâncias polares, e apolares dissolvem apolares — por isso o sal, iônico e polar, dissolve na água, mas o óleo, apolar, não dissolve.

Além das ligações entre átomos, existem as forças entre moléculas, as forças intermoleculares, que explicam por que algumas substâncias são gases, outras líquidos e outras sólidos à temperatura ambiente. As mais fracas são as forças de dispersão, presentes em todas as moléculas, mas as únicas em moléculas apolares. As interações dipolo-dipolo ocorrem entre moléculas polares. E as pontes de hidrogênio, as mais fortes entre as intermoleculares, ocorrem quando o hidrogênio ligado a flúor, oxigênio ou nitrogênio interage com outro átomo desses elementos em uma molécula vizinha. São as pontes de hidrogênio que fazem a água ter ponto de ebulição alto para uma molécula tão pequena, e que fazem o gelo ser menos denso que a água líquida, flutuando — um fato que protege a vida aquática no inverno.

Ligação metálica: o mar de elétrons

Na ligação metálica, os átomos de metal perdem seus elétrons de valência, que ficam livres, formando um mar de elétrons que envolve os cátions metálicos fixos na rede. Esse modelo explica as propriedades características dos metais: eles conduzem eletricidade, porque os elétrons livres se movem com facilidade; conduzem calor, pelo mesmo motivo; são maleáveis e dúcteis, porque as camadas de cátions podem deslizar umas sobre as outras sem quebrar a ligação, já que o mar de elétrons se rearranja; e têm brilho, porque os elétrons livres refletem a luz.

As ligas metálicas, como o aço, que é ferro com carbono, e o bronze, que é cobre com estanho, são misturas de metais, ou de um metal com outro elemento, que combinam propriedades: o aço é mais duro e resistente que o ferro puro, e o bronze é mais resistente à corrosão que o cobre puro. A ligação metálica também explica por que os metais têm pontos de fusão variados: quanto mais elétrons de valência e menor o átomo, mais forte a atração no mar de elétrons e maior o ponto de fusão, em geral.

Exemplos resolvidos passo a passo

Exemplo 1. Qual é a fórmula do composto formado por magnésio, do grupo 2, e cloro, do grupo 17?
Passo 1: o magnésio perde 2 elétrons e vira \( \text{Mg}^{2+} \).
Passo 2: o cloro ganha 1 elétron e vira \( \text{Cl}^- \).
Passo 3: para equilibrar as cargas, são precisos 2 cloros para cada magnésio: \( \text{MgCl}_2 \).

Exemplo 2. Por que o cloreto de sódio sólido não conduz eletricidade, mas sua solução aquosa conduz?
Passo 1: no sólido, os íons estão presos na rede cristalina e não podem se mover.
Passo 2: em água, a rede se desfaz e os íons ficam livres.
Passo 3: íons livres em movimento transportam carga, então a solução conduz eletricidade.

Exemplo 3. Por que o óleo não se dissolve na água?
Passo 1: a água é polar, e o óleo é apolar.
Passo 2: pela regra do semelhante dissolve semelhante, moléculas polares interagem com polares, e apolares com apolares.
Passo 3: logo, o óleo não se dissolve na água, formando duas fases.

Exemplo 4. Quantos pares de elétrons são compartilhados na molécula de nitrogênio, \( \text{N}_2 \)?
Passo 1: cada nitrogênio tem 5 elétrons de valência e precisa de 3 para completar o octeto.
Passo 2: compartilhando 3 pares, cada um fica com 8 elétrons na valência.
Passo 3: são 3 pares compartilhados, ou seja, uma ligação tripla.

Mapa mental

• Ligações químicas
  • Regra do octeto: átomos buscam 8 elétrons na valência, como os gases nobres
  • Iônica: metal perde, ametal ganha, íons se atraem, rede cristalina
  • Iônica: sólido, ponto de fusão alto, conduz fundido ou em solução
  • Covalente: ametais compartilham pares de elétrons
  • Covalente simples, dupla e tripla: 1, 2 e 3 pares compartilhados
  • Polar: eletronegatividades diferentes; apolar: parecidas
  • Semelhante dissolve semelhante
  • Forças intermoleculares: dispersão, dipolo-dipolo e ponte de hidrogênio
  • Metálica: mar de elétrons, conduz calor e eletricidade, maleável e dúctil
  • Exceção: hidrogênio fica estável com 2 elétrons

SAQ — Perguntas e respostas curtas

1. O que diz a regra do octeto?
Que os átomos tendem a ficar com 8 elétrons na camada de valência, como os gases nobres.

2. O que acontece na ligação iônica?
Um metal transfere elétrons para um ametal, formando cátions e ânions que se atraem.

3. O que acontece na ligação covalente?
Dois ametais compartilham pares de elétrons para completar o octeto.

4. O que é a ligação metálica?
É a atração entre cátions metálicos e um mar de elétrons livres ao redor deles.

5. Por que um composto iônico sólido não conduz eletricidade?
Porque seus íons estão presos na rede cristalina e não podem se mover.

6. O que significa semelhante dissolve semelhante?
Que substâncias polares dissolvem polares, e apolares dissolvem apolares.

7. O que é uma ponte de hidrogênio?
É a atração forte entre um hidrogênio ligado a flúor, oxigênio ou nitrogênio e outro átomo desses elementos em uma molécula vizinha.

8. Por que os metais são maleáveis?
Porque as camadas de cátions podem deslizar sem quebrar a ligação, já que o mar de elétrons se rearranja.

Questões comentadas

As questões abaixo são inéditas, no estilo ENEM, criadas para esta matéria. Continue na sala de estudo.

Questão 1. O composto formado por cálcio, do grupo 2, e flúor, do grupo 17, tem fórmula:
a) CaF.
b) CaF₂.
c) Ca₂F.
d) Ca₂F₂.
e) CaF₃.
Gabarito: B. O cálcio forma \( \text{Ca}^{2+} \) e o flúor forma \( \text{F}^- \); são precisos 2 fluoretos para equilibrar 1 cálcio.

Questão 2. Uma substância é sólida, tem ponto de fusão alto e conduz eletricidade apenas quando fundida. Ela provavelmente tem ligação:
a) covalente apolar.
b) covalente polar.
c) iônica.
d) metálica.
e) nenhuma.
Gabarito: C. Essas são as propriedades típicas de um composto iônico, com rede cristalina de íons.

Questão 3. A água dissolve bem o sal, mas não dissolve o óleo, porque:
a) a água é apolar.
b) o sal é apolar e o óleo é polar.
c) a água é polar, o sal é iônico e o óleo é apolar, e semelhante dissolve semelhante.
d) o óleo é mais denso.
e) o sal derrete na água.
Gabarito: C. A água polar interage com os íons do sal, mas não com as moléculas apolares do óleo.

Questão 4. A molécula de oxigênio, O₂, apresenta ligação covalente:
a) simples.
b) dupla.
c) tripla.
d) iônica.
e) metálica.
Gabarito: B. Cada oxigênio tem 6 elétrons de valência e precisa de 2 para completar o octeto, compartilhando 2 pares, ou seja, uma ligação dupla.

Questão 5. Os metais conduzem eletricidade porque:
a) têm íons presos.
b) têm elétrons livres que se movem facilmente.
c) são sólidos.
d) têm ponto de fusão alto.
e) são brilhantes.
Gabarito: B. O mar de elétrons livres é o que permite o movimento de cargas nos metais.

Questão 6. A água tem ponto de ebulição alto para uma molécula pequena por causa das:
a) ligações iônicas entre suas moléculas.
b) pontes de hidrogênio entre suas moléculas.
c) ligações metálicas.
d) forças de dispersão apenas.
e) ligações duplas.
Gabarito: B. As pontes de hidrogênio são forças intermoleculares fortes, que exigem muita energia para serem rompidas na ebulição.

Dica do professor

Para identificar a ligação, olhe quem está participando: metal com ametal é iônica; ametal com ametal é covalente; metal com metal é metálica. Essa primeira classificação já resolve a maioria das questões, antes mesmo de pensar em fórmulas.

Atenção / cuidado

• Não confunda ligação covalente com força intermolecular: a primeira une átomos em uma molécula; a segunda une moléculas entre si.
• Não diga que o composto iônico é uma molécula: ele forma uma rede cristalina, e sua fórmula indica proporção, não uma molécula isolada.
• Em fórmulas iônicas, equilibre as cargas: a soma das cargas positivas deve igualar a das negativas.
• O hidrogênio é exceção à regra do octeto: ele fica estável com 2 elétrons.

Conexão com outras áreas

Física: atração eletrostática e condução elétrica. Biologia: água, pontes de hidrogênio e moléculas orgânicas. Geografia: sais minerais, rochas e minérios. Tecnologia: ligas metálicas, plásticos e semicondutores. Veja também água e sais minerais e Química para continuar.

Para continuar estudando, revise os conteúdos de ENEM e de vestibular e explore a Química na sala de estudo.

Incidência: 🔥 Quente — cai no ENEM e nos vestibulares. Matéria: Química 1 | Subdisciplina: Ligações Químicas | Tema: Ligações químicas.