Uma ligação química ocorre quando há atração entre os átomos. Em cada ligação, as partículas positivas são atraídas pelas partículas negativas. Se um dos átomos perde elétrons, o outro deve ganhar elétrons para que os átomos possam adquirir cargas elétricas opostas e se atrair, estabelecendo uma ligação entre eles.
No tema de Ligações Químicas para o ENEM, exploraremos esses conceitos fundamentais da Química. Contudo, para um aprendizado completo e eficaz, é crucial reconhecer a importância do reforço escolar. Nesta postagem, destacaremos como o suporte adicional pode fortalecer seu entendimento e garantir sucesso nas avaliações de Química.
Ligação metálica
Os metais são formados por redes gigantes de átomos que se unem por meio da ligação metálica.
Esse tipo de ligação explica as principais propriedades dos metais:
- Conduzem corrente elétrica.
- São brilhantes e maleáveis (podem ser transformados em lâminas).
- Apresentam alta condutibilidade térmica e temperatura de fusão elevada.
Exemplos: ferro (Fe), cobre (Cu), alumínio (Al).
Ligação iônica
É a ligação que ocorre entre átomos de metais e ametais. Átomos de elementos metálicos se unem a átomos de elementos não metálicos por meio da transferência de elétrons.
Os metais doam elétrons transformando-se em cátions (íons metálicos carregados positivamente), e os não metais ganham elétrons transformando-se em ânions (íons de não metais carregados negativamente).
Em um composto iônico no estado sólido, os cátions e os ânions estão ordenados regularmente, originando um agregado chamado retículo cristalino ou cristal iônico.
Esse tipo de ligação explica as principais propriedades dos compostos iônicos:
- São sólidos.
- Conduzem corrente elétrica apenas em solução aquosa ou no estado líquido (quando fundidos).
- Apresentam elevados pontos de fusão e de ebulição.
Exemplos: cloreto de sódio (NaCl), iodeto de potássio (KI), cloreto de magnésio (MgCl₂).
Ligação covalente
É a ligação que ocorre entre átomos de ametais. Átomos de elementos não metálicos unem-se pelo compartilhamento de um, dois ou três pares de elétrons. Esse tipo de ligação é chamado covalente, e as substâncias formadas são denominadas moléculas.
As ligações covalentes podem ser polares ou apolares. Se a ligação ocorrer entre átomos iguais é chamada de ligação covalente apolar, e se a ligação ocorrer entre átomos diferentes é chamada de ligação covalente polar.
Esse tipo de ligação explica as principais propriedades dos compostos moleculares:
- Podem ser sólidos, líquidos ou gasosos.
- Não conduzem corrente elétrica nos estados sólido e líquido.
- Apresentam baixos pontos de fusão e de ebulição.
Exemplos: hidrogênio (H₂), água (H₂O), dióxido de carbono (CO₂), cloro (Cl₂).
Forças intermoleculares
Do mesmo modo que existem forças de atração entre átomos de cargas opostas, existe também atração entre as moléculas. Essas interações só são possíveis devido à atração entre a extremidade com caráter positivo de uma molécula e a extremidade com caráter negativo de outra molécula.
Existem três tipos de forças de atração entre as moléculas:
- Polares
- Dipolo-dipolo ou dipolo permanente-dipolo permanente.
- Ligações (pontes) de hidrogênio.
- Apolares
- Dipolo instantâneo-dipolo induzido.
O conjunto das forças intermoleculares é chamado de forças de van der Waals.
Intensidade das forças intermoleculares
Comparando moléculas com tamanhos e massas parecidos, pode-se dizer que:
- As interações dipolo instantâneo-dipolo induzido representam as menores forças intermoleculares.
- As interações dipolo permanente-dipolo permanente representam forças intermoleculares intermediárias.
- As interações por ligações de hidrogênio representam as forças intermoleculares mais intensas.
Moléculas polares
São moléculas que apresentam dipolos elétricos. O átomo mais eletronegativo da molécula atrai os elétrons para si, fazendo com que surja uma carga elétrica parcial negativa e, ao redor do átomo menos eletronegativo, surja uma carga elétrica parcial positiva.
Exemplo disso é a atração entre as moléculas do cloreto de hidrogênio (HCl). O cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio. Logo, sobre o cloro surge a carga parcial negativa e, sobre o hidrogênio, a carga parcial positiva.
As ligações de hidrogênio ocorrem entre moléculas polares quando um átomo muito eletronegativo (flúor, oxigênio ou nitrogênio) de uma molécula atrai o átomo de hidrogênio (pouco eletronegativo) de outra molécula. São as interações mais intensas entre os diferentes tipos de forças intermoleculares. São exemplos a atração que existe entre as moléculas de água (H₂O), a atração entre moléculas de fluoreto de hidrogênio (HF) e a atração entre moléculas de amônia (NH₃).
Moléculas apolares
São moléculas que não apresentam dipolos e cujas cargas elétricas se encontram distribuídas homogeneamente por toda a sua extensão.
Em uma molécula, os elétrons dos átomos estão em contínuo movimento. Num determinado instante, pode haver mais elétrons em um lado da molécula do que no outro, fazendo com que surjam nesse momento um polo elétrico parcial negativo e um polo elétrico parcial positivo.
Como exemplo, podemos destacar a atração entre as moléculas de gás hidrogênio (H₂). Os dois átomos da molécula apresentam a mesma eletronegatividade, mas com o movimento dos elétrons surgem os dipolos instantâneos.
Forças intermoleculares e ponto de ebulição
Comparando substâncias com o mesmo tipo de interação intermolecular, quanto maior o tamanho da molécula (maior massa molecular), maior o ponto de ebulição.
Comparando substâncias com massas moleculares próximas, quanto mais intensas as forças intermoleculares, maior o ponto de ebulição.
Importância do Reforço Escolar
Dominar o tema das Ligações Químicas é essencial para obter sucesso no ENEM e em outras avaliações de Química. No entanto, para um aprendizado completo e eficaz, é fundamental investir em reforço escolar. Com orientação especializada e prática adicional, você estará preparado para compreender profundamente os diferentes tipos de ligações químicas e suas propriedades. Não subestime a importância do reforço escolar em sua jornada educacional. Junte-se a nós para uma preparação completa e eficaz!
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