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Ligações químicas

Por que os átomos se juntam para formar tudo à nossa volta — do sal de cozinha à água — e o que decide se eles trocam ou compartilham elétrons.

Por que os átomos se ligam

A busca pela estabilidade

Átomos isolados quase nunca são estáveis — os gases nobres são a exceção, porque já têm a última camada completa (8 elétrons, ou 2 no caso do hélio). Todos os outros “querem” chegar a essa configuração.

Para isso, eles ganham, perdem ou compartilham elétrons com outros átomos — e é isso que chamamos de ligação química. A ideia de buscar 8 elétrons na camada de valência é a regra do octeto.

Quem faz as ligações são os elétrons de valência (os da última camada). O número deles — e a eletronegatividade dos átomos — decide qual tipo de ligação se forma.

A regra do octeto

A maioria dos átomos se estabiliza ao ficar com 8 elétrons na última camada — como um gás nobre.

Metais têm poucos elétrons na valência → tendem a perder e virar cátions.

Não metais têm a valência quase cheia → tendem a ganhar e virar ânions.

Os três tipos de ligação

Transferir, compartilhar ou fazer um “mar”

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Iônica

Metal + não metal. O metal doa elétrons e vira cátion; o não metal recebe e vira ânion. Eles se atraem. Ex.: NaCl (sal).

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Covalente

Não metal + não metal. Eles compartilham pares de elétrons, formando moléculas. Ex.: H₂O, O₂, CO₂.

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Metálica

Metal + metal. Os cátions ficam mergulhados num “mar” de elétrons livres, que desliza entre eles. Ex.: ferro, cobre.

Regra rápida: olhe se cada átomo é metal ou não metal. Metal + ametal → iônica; ametal + ametal → covalente; metal + metal → metálica.

Eletronegatividade e polaridade

O “cabo de guerra” pelos elétrons

A eletronegatividade mede a força com que um átomo puxa os elétrons da ligação. Numa ligação covalente, se os dois átomos puxam igual, o par fica no meio: ligação apolar.

Se um puxa mais forte, o par fica mais perto dele — surgem cargas parciais (δ− no mais eletronegativo, δ+ no outro): ligação covalente polar. A diferença de eletronegatividade (ΔEN) mede esse desequilíbrio.

ΔEN = | EN₁ − EN₂ |

Quanto maior o ΔEN, mais desigual é a partilha. Num ΔEN muito grande, o átomo forte praticamente “rouba” o elétron — e a ligação passa a ser iônica.

Do apolar ao iônico

ΔEN = 0: partilha perfeita → apolar (ex.: O₂, Cl₂).

ΔEN pequeno/médio: partilha desigual → covalente polar (ex.: H₂O, HCl).

ΔEN grande (metal + ametal): transferência → iônica (ex.: NaCl).

Simulador: forme uma ligação

Escolha dois átomos e veja o que acontece

Átomo A

Átomo B

Tipo de ligação

Iônica

Δ Eletronegatividade

2,23

Metal + ametal → um cede elétrons para o outro: ligação iônica. Ametal + ametal → compartilham elétrons (covalente); se as eletronegatividades diferem, é polar, se são iguais, apolar. Metal + metal → ligação metálica. Quanto maior o ΔEN, mais o par é puxado para um lado.

O que observar

Na + Cl: o sódio (metal) transfere um elétron para o cloro — vira Na⁺ e Cl⁻. Ligação iônica.

H + Cl: dois não metais compartilham o par, puxado para o cloro (δ−). Covalente polar.

Cl + Cl ou O + O: mesmo ΔEN = 0 → partilha igual, apolar. Já Na + K forma o “mar de elétrons” metálico.

A ligação explica as propriedades

Por que sal, água e metais são tão diferentes

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Compostos iônicos

Sólidos duros, alto ponto de fusão. Não conduzem no estado sólido, mas conduzem dissolvidos ou fundidos (íons livres).

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Compostos moleculares

Formam moléculas. Costumam ter pontos de fusão baixos e, em geral, não conduzem eletricidade.

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Metais

Conduzem calor e eletricidade (elétrons livres), são maleáveis e dúcteis, com brilho característico.

Por que o sal conduz na água? Dissolvido, o NaCl se separa em íons Na⁺ e Cl⁻ livres, que transportam carga. No estado sólido os íons estão presos na rede e não conduzem.