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Basicamente, duas forças de naturezas distintas atuam no interior da matéria: são as forças intermoleculares, isto é, entre moléculas, e as forças intramoleculares, que agem no interior dessas moléculas, entre dois ou mais átomos. As forças intermoleculares podem ser descritas, sucintamente, como Pontes de Hidrogênio ou Forças de Van der Waals. As forças intramoleculares são as famosas ligações químicas, que podem ser do tipo iônico, covalente ou metálico. O propósito deste texto é abordar aspectos referentes às forças intramoleculares, isto é, referentes às ligações químicas.

Sem nenhuma dúvida, ainda hoje as forças que atuam entre átomos representam um dos aspectos mais intrigantes de todo o estudo da química. Destas forças, as mais fortes são as ligações químicas, responsáveis pela união estável de átomos, resultando na formação de moléculas, sendo estas as bases constituintes de toda matéria que conhecemos.

As ligações químicas representam interações entre dois ou mais átomos, interações essas que podem ocorrer por doação de elétrons, compartilhamento de elétrons ou ainda deslocalização de elétrons. Cada um desses processos é caracterizado por uma denominação de ligação química. É importante, entretanto, salientar que a grande maioria das ligações não ocorre de modo a pertencer 100% a um determinado grupo. O que ocorre é determinada ligação apresentar propriedades intermediárias a um e a outro grupo. Mas esse aspecto intermediário raramente é abordado na literatura química, sendo utilizada a classificação predominante para a ligação química em questão.

De modo geral, como fora mencionado, pode ocorrer a doação e o recebimento de elétrons entre dois átomos, caracterizando uma ligação denominada de Ligação Iônica. Nessa ligação, predominam as forças eletrostáticas que atraem os íons de cargas opostas. A ligação iônica é a responsável pela formação de compostos iônicos, e ocorre entre um átomo metálico e um átomo não metálico, com doação de elétrons por parte do primeiro e recebimento de elétrons por parte do segundo.

Quando se combinam dois átomos que possuem um mesma tendência de ganhar e perder elétrons, ocorre então a formação de uma Ligação Covalente. Sob essas condições, não ocorre uma transferência total de elétrons. Nesse processo, ocorre um compartilhamento de elétrons, aos pares. A ligação covalente,  sempre entre dois átomos não metálicos, forma os compostos de natureza molecular, de modo a constituir uma molécula de natureza polar (ligação entre dois átomos diferentes) ou apolar (entre dois átomos iguais).

Já a Ligação Metálica traz um processo distinto. Os elétrons distribuem-se sobre núcleos positivos de átomos metálicos, formando uma nuvem eletrônica sobre toda estrutura da matéria formada, sendo esta a responsável pelas propriedades metálicas da matéria constituída.

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As ligações químicas covalentes envolvem o compartilhamento de elétrons, ou seja, ocorre a partir da formação de pares eletrônicos comuns aos átomos. Ela pode acontecer entre ametal e ametal; hidrogênio e ametal; e compostos orgânicos.

As ligações químicas covalentes podem ser simples ou dativa. Veja as suas características.

Ligação covalente simples

Nesse tipo de ligação química, cada elétron do par compartilhado vem de átomos diferentes.

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Ligação da água (H2O): esta molécula possui 2 átomos de hidrogênio e 1 de oxigênio. Como já foi dito, o oxigênio possui 6 elétrons, já o hidrogênio faz parte da família do IA, sendo assim, possui apenas 1 elétron. Vale destacar que o Hidrogênio é uma molécula diferenciada e só precisa de dois elétrons para ficar estável. Observe como fica o compartilhamento:

Como o oxigênio precisa de mais dois elétrons para atingir o octeto, cada hidrogênio irá compartilhar o seu elétron, o que possibilitará que os três átomos cheguem ao número ideal para se tornarem estáveis.

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Ligação química entre dois átomos de Oxigênio (O): ao observar  a tabela periódica, é possível identificar que o oxigênio é da família VIA, ou seja, ele tem seis elétrons e faltam dois para atingir a quantidade suficiente para se tornar estável. Para isso, eles precisam compartilhar os seus elétrons.

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As ligações químicas iônicas são realizadas entre íons, que são formados por cátions (carga positiva) e ânions (carga negativa). Diferente da ligação de covalência, essa ligação envolve a doação e recebimento de elétrons para que os átomos alcancem o octeto. Pode ocorrer entre metal e ametal; metal e hidrogênio. Os metais doam os seus elétrons para os ametais.

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Ligação química da molécula de Dióxido de Enxofre (SO2): tanto o enxofre quanto o oxigênio são da família VIA, ou seja, possuem seis elétrons na última camada. Essa molécula é composta por dois oxigênios e um enxofre. Para que o compartilhamento aconteça, serão necessários dois tipos de compartilhamento para que todos os átomos fiquem com os 8 elétrons.
Observe que a molécula de enxofre compartilhou dois elétrons com um oxigênio, e compartilhou de forma especial com o outro oxigênio. Isso porque se houvesse o mesmo tipo de compartilhamento entre os dois oxigênios, o enxofre ficaria com dez elétrons.

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As ligações químicas metálicas ocorrem entre átomos de metais (metal + metal). Ela forma uma estrutura chamada de liga metálica, e é explicada pelo modelo do mar de elétrons, ou seja, um metal é constituído por cátions em posições fixas e elétrons dispersos. Cada elétron pertence a todos os cátions.
Esse tipo de ligação pode explicar a grande condutividade elétrica entre os metais. Para tanto, aplica-se uma diferença de potenciais para que se organize e forme uma direção, promovendo a corrente elétrica (movimento ordenado de cargas).

São exemplos de ligas, ou seja, misturas de metais: bronze - mistura de cobre (Cu) com estanho (Sn); Ouro 18 quilates – mistura de ouro com outras ligas metálicas, geralmente cobre, prata, níquel, cádmio e zinco.

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Ligação do Cloreto de Magnésio (MgCl2): essa molécula tem um átomo de magnésio e dois de cloreto, sendo que o primeiro faz parte da família IIA e é um metal, e o segundo da família VIIA e é um ametal. Sendo assim, o magnésio irá doar os seus dois elétrons para os dois átomos de cloreto. Observe a representação: