O elemento químico cloro (\mathrm{Cl}) é um não metal da família dos halogêneos (família 7A), que raramente ocorre na sua forma elementar. Sua ocorrência mais comum é na forma de cloretos, principalmente o cloreto de sódio ( NaCl ). Sua elevada eletronegatividade o torna um poderoso agente oxidante, com ampla aplicação como branqueadores e desinfetantes. É usado ainda na fabricação de produtos químicos orgânicos, como o policloreto de vinila (PVC) e outros plásticos utilizados como matéria-prima na indústria química e como bens de consumo. Em função do elemento químico a que estiver ligado, o cloro pode realizar ligações iônicas e covalentes.
Nos compostos \mathrm{HCl}, \mathrm{NaCl}, \mathrm{MgCl}_{2} e \mathrm{HClO}_{2}, são observados, respectivamente, os seguintes tipos de ligações químicas:
Passo 1
O enunciado pede que identifiquemos o tipo de ligação química presente, respectivamente, em \mathrm{HCl}, \mathrm{NaCl}, \mathrm{MgCl}_{2} e \mathrm{HClO}_{2}.
Informações que temos diretamente do enunciado: as fórmulas dos quatro compostos listados acima.
Objetivo: para cada composto, dizer se a ligação é iônica, covalente não polar, covalente polar (ou outra descrição apropriada) — e justificar de forma simples e passo a passo.
Passo 2
Conceitos essenciais (explicados com calma): eletronegatividade e classificação por diferença de eletronegatividade.
Eletronegatividade \chi\) é uma medida de quão fortemente um átomo atrai elétrons numa ligação química. Valores comumente usados são da escala de Pauling.
- Para decidir se uma ligação é iônica ou covalente usamos a diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos:
\[\Delta\chi = \left|\chi_A - \chi_B\right|.Regras empíricas (aproximação útil para provas):\begin{cases} \Delta\chi < 0,4 &\Rightarrow \text{covalente não polar (ou muito pouco polar)}\\[4pt] 0,4 \le \Delta\chi < 1,7 &\Rightarrow \text{covalente polar}\\[4pt] \Delta\chi \ge 1,7 &\Rightarrow \text{iônica (predomínio de caráter iônico)} \end{cases}Observação amigável: esses números são guias práticos — há casos limítrofes — mas funcionam muito bem em provas. Além disso, quando um metal alcalino ou alcalino-terroso (como \mathrm{Na}\], \(\mathrm{Mg}) forma composto com halogênio (\mathrm{Cl}), a tendência é fortemente iônica pela diferença de caráter metálico/não-metálico.]
Passo 3
Vamos usar valores típicos de eletronegatividade na escala de Pauling (vou usar valores arredondados que são aceitos em provas):
Interpretação pela tabela do passo anterior: 0,4 \le 0,96 < 1,7, então a ligação é covalente polar.
Explicação didática: os elétrons da ligação ficam mais próximos do cloro (mais eletronegativo), gerando um dipolo — por isso chamamos de covalente polar. Não ocorre formação de íons permanentes na fase gasosa do HCl puro (é molécula covalente), embora em solução aquosa HCl se ionize facilmente.
Interpretação: 2,23 \ge 1,7, portanto ligação com forte caráter iônico.
Explicação didática: nessa ligação ocorre transferência praticamente completa de elétron do \mathrm{Na} para o \mathrm{Cl}, formando \mathrm{Na}^{+} e \mathrm{Cl}^{-} e um sólido iônico com forças eletrostáticas entre íons (rede cristalina). Em provas, quando aparece metal alcalino + halogênio, resposta padrão: iônica.
Passo 6
Análise de \mathrm{MgCl}_{2}.
Cada ligação relevante é \mathrm{Mg}-\mathrm{Cl}. Calcule:\Delta\chi(\mathrm{Mg}-\mathrm{Cl}) = \left|\chi(\mathrm{Cl})-\chi(\mathrm{Mg})\right| = 3,16-1,31 = 1,85.
Interpretação: 1,85 \ge 1,7, então cada ligação tem caráter majoritariamente iônico. Além disso, \mathrm{Mg} forma \mathrm{Mg}^{2+} e dois \mathrm{Cl}^{-} numa rede iônica — isso aumenta ainda mais a força iônica (energia reticular).
Explicação didática: mesmo que 1,85 seja um pouco mais próximo do limite, o fato de ser um metal com perda de dois elétrons e formar íons faz com que o composto seja considerado iônico na prática e nas provas.
Passo 7
Análise de \mathrm{HClO}_{2} (ácido cloroso, também escrito ácido \mathrm{HClO}_{2}).
Primeiro lembrete de moléculas oxiácidas: o hidrogênio ácido está ligado a um oxigênio, ou seja, a ligação \mathrm{H}-\mathrm{O} é a que se comporta como “ácida” em solução; não é uma ligação \mathrm{H}-\mathrm{Cl} direta. Portanto olhamos as ligações \mathrm{H}-\mathrm{O} e \mathrm{Cl}-\mathrm{O}.
Interpretação: \mathrm{H}-\mathrm{O} com \Delta\chi=1,24 é covalente polar; \mathrm{Cl}-\mathrm{O} com \Delta\chi=0,28 é essencialmente covalente não polar (ou muito pouco polar). No conjunto, \mathrm{HClO}_{2} é um composto molecular covalente (não iônico) com ligações covalentes (algumas bem polares, como \mathrm{H}-\mathrm{O}).
Explicação didática: ácidos oxiácidos são moléculas covalentes — a acidez vem da facilidade do hidrogênio ligado ao oxigênio se dissociar em solução, não de uma ligação iônica no sólido.
Passo 8
Resumo final das classificações com justificativa curta (assim você decora para a prova):
\mathrm{HCl}: ligação covalente polar (diferença de eletronegatividade \approx 0,96).
\mathrm{NaCl}: ligação iônica (diferença \approx 2,23; metal + halogênio).
\mathrm{MgCl}_{2}: ligações iônicas (cada \mathrm{Mg}-\mathrm{Cl} com \Delta\chi\approx 1,85 e formação de \mathrm{Mg}^{2+} e \mathrm{Cl}^{-}).
\mathrm{HClO}_{2}: composto covalente (ligações \mathrm{H}-\mathrm{O} polar e \mathrm{Cl}-\mathrm{O} covalente pouco polar); não é iônico.