Exercícios Resolvidos Sobre Ligações Covalentes: Química

Oct 18, 2025 by ADMIN 57 views

Hey pessoal! Tudo bem com vocês? Hoje vamos mergulhar de cabeça em um tema super importante da química: as ligações covalentes. Se você está estudando para o vestibular, para a faculdade ou simplesmente quer entender melhor como as moléculas se formam, este artigo é para você. Preparei uma série de exercícios resolvidos e explicados passo a passo para que você possa dominar este assunto de uma vez por todas. Vamos nessa?

O Que São Ligações Covalentes?

Antes de partirmos para os exercícios, é fundamental entendermos o que são as ligações covalentes. Em termos simples, uma ligação covalente ocorre quando dois átomos compartilham elétrons para atingir uma configuração eletrônica mais estável, geralmente semelhante à dos gases nobres. Diferente das ligações iônicas, onde há transferência de elétrons, nas ligações covalentes os elétrons são compartilhados. Isso geralmente acontece entre átomos não metálicos, que têm eletronegatividades semelhantes e, portanto, não “querem” perder elétrons facilmente. Sacou?

A importância das ligações covalentes reside em sua capacidade de formar uma vasta gama de moléculas, desde as mais simples, como o hidrogênio (H₂), até as mais complexas, como as proteínas e o DNA. Essas ligações são a espinha dorsal da química orgânica e bioquímica, permitindo a existência da vida como a conhecemos. Além disso, as propriedades físicas e químicas de muitas substâncias são diretamente influenciadas pelas ligações covalentes presentes em suas moléculas. Por exemplo, a água (H₂O), essencial para a vida, possui ligações covalentes que lhe conferem propriedades únicas, como a capacidade de formar pontes de hidrogênio, que são cruciais para a manutenção da vida aquática e a regulação da temperatura global.

Existem diferentes tipos de ligações covalentes, classificadas de acordo com o número de pares de elétrons compartilhados entre os átomos. Uma ligação simples envolve o compartilhamento de um par de elétrons, enquanto uma ligação dupla envolve o compartilhamento de dois pares e uma ligação tripla, três pares. A força e o comprimento da ligação variam de acordo com o número de elétrons compartilhados: ligações triplas são mais fortes e mais curtas do que ligações duplas, que por sua vez são mais fortes e mais curtas do que ligações simples. Essa variação nas propriedades das ligações afeta diretamente a estabilidade e a reatividade das moléculas, influenciando as reações químicas e os processos biológicos.

As ligações covalentes são também cruciais na indústria e na tecnologia. Muitos materiais poliméricos, como plásticos e borrachas, são formados por longas cadeias de moléculas unidas por ligações covalentes. A resistência, a flexibilidade e outras propriedades desses materiais são determinadas pela natureza das ligações covalentes e pela estrutura molecular. Na medicina, muitas drogas e fármacos interagem com o corpo através de ligações covalentes, ligando-se a enzimas e receptores para produzir seus efeitos terapêuticos. Portanto, entender as ligações covalentes não é apenas fundamental para a química, mas também para diversas áreas do conhecimento e da prática humana.

Tipos de Ligações Covalentes

Aprofundando um pouco mais, as ligações covalentes podem ser classificadas em dois tipos principais: ligações covalentes apolares e ligações covalentes polares. A diferença entre elas reside na forma como os elétrons são compartilhados entre os átomos. Em uma ligação covalente apolar, os elétrons são compartilhados igualmente, o que significa que não há uma diferença significativa na distribuição de carga elétrica ao longo da molécula. Já em uma ligação covalente polar, os elétrons são atraídos mais fortemente por um dos átomos, criando uma distribuição desigual de carga e formando polos positivos e negativos na molécula. Essa polaridade influencia as propriedades físicas e químicas da substância, como seu ponto de ebulição e solubilidade.

Ligações Covalentes Apolar

As ligações covalentes apolares ocorrem quando os átomos envolvidos têm eletronegatividades muito semelhantes. Lembra o que é eletronegatividade? É a capacidade de um átomo atrair elétrons para si em uma ligação química. Quando a diferença de eletronegatividade entre os átomos é pequena (geralmente menor que 0,4 na escala de Pauling), os elétrons são compartilhados de maneira praticamente igual. Um exemplo clássico é a molécula de hidrogênio (H₂), onde dois átomos de hidrogênio compartilham seus elétrons de forma equitativa. Outras moléculas diatômicas como o oxigênio (O₂) e o nitrogênio (N₂) também apresentam ligações covalentes apolares.

Além das moléculas diatômicas, as ligações covalentes apolares podem ser encontradas em moléculas maiores, como os hidrocarbonetos (compostos formados apenas por carbono e hidrogênio). O carbono e o hidrogênio têm eletronegatividades bastante próximas, resultando em ligações C-H que são consideradas praticamente apolares. Moléculas como o metano (CH₄) e o etano (C₂H₆) são exemplos de hidrocarbonetos com ligações covalentes apolares. As propriedades apolares dessas moléculas influenciam sua interação com outras substâncias, como a água, que é polar. Essa diferença de polaridade explica por que o óleo (composto principalmente por hidrocarbonetos) e a água não se misturam.

A apolaridade das ligações covalentes também afeta as propriedades físicas das substâncias. Moléculas apolares tendem a ter pontos de fusão e ebulição mais baixos em comparação com moléculas polares de tamanho semelhante. Isso ocorre porque as forças intermoleculares entre moléculas apolares são mais fracas, geralmente envolvendo apenas forças de dispersão de London. Essas forças são mais fáceis de superar com o aumento da temperatura, resultando em menores pontos de fusão e ebulição. Além disso, substâncias apolares são geralmente solúveis em solventes apolares, seguindo o princípio de que “semelhante dissolve semelhante”.

Ligações Covalentes Polares

Agora, vamos falar das ligações covalentes polares. Estas ocorrem quando há uma diferença significativa na eletronegatividade entre os átomos que compartilham elétrons. Nesse caso, o átomo mais eletronegativo atrai os elétrons com mais força, resultando em uma distribuição desigual de carga. Isso cria uma região com carga parcial negativa (δ-) no átomo mais eletronegativo e uma região com carga parcial positiva (δ+) no átomo menos eletronegativo. Essa separação de cargas forma um dipolo elétrico na ligação, tornando-a polar.

A água (H₂O) é um exemplo clássico de molécula com ligações covalentes polares. O oxigênio é muito mais eletronegativo que o hidrogênio, o que significa que ele atrai os elétrons compartilhados com mais força. Isso resulta em uma carga parcial negativa no oxigênio e cargas parciais positivas nos hidrogênios. A polaridade da água é responsável por muitas de suas propriedades únicas, como sua capacidade de dissolver uma ampla gama de substâncias polares e sua alta tensão superficial. Além disso, as interações dipolo-dipolo entre as moléculas de água são cruciais para a vida, permitindo que a água permaneça líquida em temperaturas ambientes.

Outros exemplos de moléculas com ligações covalentes polares incluem o amoníaco (NH₃) e o cloreto de hidrogênio (HCl). No amoníaco, o nitrogênio é mais eletronegativo que o hidrogênio, resultando em uma carga parcial negativa no nitrogênio e cargas parciais positivas nos hidrogênios. No cloreto de hidrogênio, o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, criando uma polaridade semelhante. A polaridade dessas moléculas afeta suas propriedades químicas e físicas, como sua reatividade e solubilidade em diferentes solventes.

A polaridade das ligações covalentes também influencia as forças intermoleculares entre as moléculas. Moléculas polares podem interagir através de forças dipolo-dipolo, que são mais fortes do que as forças de dispersão de London presentes em moléculas apolares. Essas forças intermoleculares mais fortes resultam em pontos de fusão e ebulição mais altos para substâncias polares em comparação com substâncias apolares de tamanho semelhante. Além disso, a polaridade afeta a solubilidade, com substâncias polares sendo geralmente solúveis em solventes polares, como a água, e substâncias apolares sendo solúveis em solventes apolares, como o benzeno.

Exercícios Resolvidos

Agora que já relembramos a teoria, vamos colocar a mão na massa com alguns exercícios. Preparei questões variadas para você praticar e fixar o conteúdo. Vamos lá?

Exercício 1

Questão: Desenhe as estruturas de Lewis para as seguintes moléculas e indique o número de ligações sigma (σ) e pi (π) em cada uma:

a) CO₂
b) N₂
c) CH₄

Resolução:

a) CO₂: O carbono forma duas ligações duplas com cada átomo de oxigênio. Cada ligação dupla consiste em uma ligação sigma (σ) e uma ligação pi (π). Portanto, o CO₂ tem 2 ligações σ e 2 ligações π.
b) N₂: O nitrogênio forma uma ligação tripla entre os dois átomos. Uma ligação tripla consiste em uma ligação sigma (σ) e duas ligações pi (π). Assim, o N₂ tem 1 ligação σ e 2 ligações π.
c) CH₄: O carbono forma quatro ligações simples com os átomos de hidrogênio. Cada ligação simples é uma ligação sigma (σ). Logo, o CH₄ tem 4 ligações σ e nenhuma ligação π.

Exercício 2

Questão: Explique a diferença entre uma ligação sigma (σ) e uma ligação pi (π).

Resolução:

Uma ligação sigma (σ) é formada pela sobreposição frontal de orbitais atômicos. Essa sobreposição resulta em uma densidade eletrônica máxima ao longo do eixo internuclear, ou seja, a linha que conecta os núcleos dos átomos. As ligações sigma são as ligações mais fortes e são sempre as primeiras a serem formadas entre dois átomos.

Já uma ligação pi (π) é formada pela sobreposição lateral de orbitais p. A densidade eletrônica em uma ligação pi está concentrada acima e abaixo do eixo internuclear. As ligações pi são mais fracas que as ligações sigma e são formadas após a formação de uma ligação sigma. As ligações pi são responsáveis pela multiplicidade das ligações, como as ligações duplas e triplas.

Exercício 3

Questão: Identifique quais das seguintes moléculas são polares e quais são apolares:

a) H₂O
b) CO₂
c) NH₃
d) CH₄

Resolução:

a) H₂O: Polar. A molécula de água tem uma geometria angular e as ligações O-H são polares devido à diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o hidrogênio. A polaridade das ligações e a geometria da molécula resultam em um dipolo molecular.
b) CO₂: Apolar. Embora as ligações C=O sejam polares, a molécula de CO₂ tem uma geometria linear, o que faz com que os dipolos das ligações se cancelem, resultando em uma molécula apolar.
c) NH₃: Polar. A molécula de amoníaco tem uma geometria piramidal e as ligações N-H são polares. A polaridade das ligações e a geometria da molécula resultam em um dipolo molecular.
d) CH₄: Apolar. Embora as ligações C-H tenham uma pequena polaridade, a molécula de metano tem uma geometria tetraédrica, o que faz com que os dipolos das ligações se cancelem, resultando em uma molécula apolar.

Exercício 4

Questão: Qual tipo de ligação (simples, dupla ou tripla) é mais forte e qual é mais curta? Explique o porquê.

Resolução:

Uma ligação tripla é a mais forte e a mais curta. Isso ocorre porque uma ligação tripla envolve o compartilhamento de três pares de elétrons entre os átomos, resultando em uma maior densidade eletrônica entre os núcleos e, portanto, uma atração mais forte. A maior atração entre os núcleos também leva a uma menor distância internuclear, tornando a ligação mais curta. Em contraste, uma ligação simples envolve o compartilhamento de apenas um par de elétrons, resultando em uma ligação mais fraca e mais longa.

Exercício 5

Questão: Desenhe as estruturas de Lewis para o metano (CH₄) e o dióxido de carbono (CO₂) e explique por que o metano é apolar e o dióxido de carbono também é apolar, embora contenha ligações polares.

Resolução:

Metano (CH₄): A estrutura de Lewis do metano mostra um átomo de carbono central ligado a quatro átomos de hidrogênio por ligações simples. A molécula tem uma geometria tetraédrica, com o carbono no centro e os hidrogênios nos vértices do tetraedro. Embora as ligações C-H tenham uma pequena polaridade devido à diferença de eletronegatividade entre o carbono e o hidrogênio, a geometria tetraédrica faz com que os dipolos das ligações se cancelem mutuamente, resultando em uma molécula apolar.
Dióxido de Carbono (CO₂): A estrutura de Lewis do dióxido de carbono mostra um átomo de carbono central ligado a dois átomos de oxigênio por ligações duplas. A molécula tem uma geometria linear, com os átomos de oxigênio dispostos em lados opostos do carbono. As ligações C=O são polares devido à diferença de eletronegatividade entre o carbono e o oxigênio. No entanto, a geometria linear faz com que os dipolos das ligações se cancelem, resultando em uma molécula apolar.

Dicas Extras para Mandar Bem!

Para finalizar, separei algumas dicas extras que vão te ajudar a se dar superbem nos exercícios sobre ligações covalentes:

Revise a tabela periódica: Conhecer os elementos e suas eletronegatividades é crucial para identificar a polaridade das ligações.
Pratique as estruturas de Lewis: Dominar as estruturas de Lewis é fundamental para visualizar as ligações e a geometria das moléculas.
Entenda a geometria molecular: A geometria das moléculas influencia diretamente sua polaridade. Moléculas com geometrias simétricas tendem a ser apolares, mesmo que contenham ligações polares.
Faça muitos exercícios: A prática leva à perfeição! Quanto mais exercícios você resolver, mais fácil ficará o assunto.

Espero que este guia completo de exercícios resolvidos sobre ligações covalentes tenha sido útil para você. Se tiver alguma dúvida, deixe um comentário abaixo. E não se esqueça de continuar praticando e explorando o fascinante mundo da química! Até a próxima!