O documento discute os tipos de ligações químicas entre átomos, incluindo ligações iônicas, covalentes e metálicas. Explica que as ligações ocorrem para que os átomos alcancem estabilidade através da regra do dueto para H e Li e a regra do octeto para outros elementos. Detalha os processos de formação de ligações iônicas e covalentes através da transferência ou compartilhamento de elétrons entre os átomos.

1. Química
Aulas 19 e 20 – ligações químicas
Ligação química é uma interação entre átomos, onde todos os envolvidos visam à estabilidade. Mas, como assim? Vimos
que os átomos são neutros, positivos (cátions) ou negativos (ânions), mas é muito difícil encontrar átomos neutros, pois
eles são naturalmente instáveis (Atenção! A eletrosfera é instável, e não o núcleo. Instabilidades nucleares não são
resolvidas com ligações, mas com emissões de energia, como veremos em radioatividade). Para atingir a estabilidade, os
átomos se ligam seguindo duas regras: A Regra do Dueto (no caso do H e do Li) e a Regra do Octeto (no caso dos
demais). A regra do dueto determina que o H e o He precisam de 2 elétrons na camada de valência para se estabilizarem e
a regra do octeto determina que os átomos demais precisam de 8 elétrons na camada de valência.
Clareando as ideias: Uma eletrosfera instável não se destrói nem some no espaço, ela, automaticamente, realiza uma
ligação. Ou seja, é raro, mas não impossível, encontrar um átomo que não esteja ligado a outro, pois, a partir do momento
em que o átomo se torna instável ele, rapidamente, realiza uma ligação para estabilizar-se.
São três ligações que os átomos podem realizar: Iônica, covalente ou metálica.
I) LIGAÇÃO IÔNICA:
A ligação iônica consiste em uma doação de elétrons de um átomo mais eletropositivo para um átomo mais eletronegativo.
Mas, como vimos, átomos eletropositivos são metais, ou seja, eles tem facilidade em “dar” os elétrons, e eletronegativos
são os semi e os ametais. Ou seja, ligação iônica consiste em uma doação de elétrons de metais para ametais. Porém, os
elétrons podem ser doados para o Hidrogênio também, pois, apesar dele não ser tão eletronegativo, ele é mais que os
metais. Veja como acontece a ligação iônica:
Exemplo 01: Ligação entre o 11Na e 17Cl.
1º Passo: Fazer a distribuição eletrônica dos átomos que se quer ligar:
2 2 6 1
11Na: 1s 2s 2p 3s
2 2 6 2 5
17Cl: 1s 2s 2p 3s 3p
2º Passo: Ver quantos elétrons há na Camada de Valência dos átomos que se quer ligar:
No caso do 11Na, a camada de valência é o nível 3, com o subnível 3s1 que possui 1 elétron.
No caso do 17Cl, a camada de valência também é o nível 3, com os subníveis 3s2 3p5, totalizando 7 elétrons.
3º passo: Definir qual átomo “´dá” e qual “recebe” os elétrons.
o 11Na é mais eletropositivo que o 17Cl, pois o Na é um metal. Sendo assim, o 11Na “dá” o elétron. Mas quantos? Lembra da
regra do octeto? Ela prega que a camada de valência do átomo estável deve ter 8 elétrons. Se o último subnível do 11Na é
o 3s1e ele dá elétrons, o último nível após a ligação passará a ser o nível 2, pois o único elétron que havia no nível 3 foi
doado. Mas o nível 2 se distribui da seguinte forma: 2s2 2p6, totalizando 8 elétrons, se enquadrando no octeto. Já o 17Cl
possui o último nível distribuído dessa forma: 3s2 3p5, totalizando 7 elétrons. Para totalizar 8 elétrons, é necessário que o
17Cl receba 1 elétron. Pronto! Agora é só esquematizar a ligação:
• Fórmula eletrônica – Lewis:
Na fórmula de Lewis, nós representamos os elétrons do último nível em torno do símbolo do elemento com
bolinhas, quadradinhos, o símbolo que desejar, deste jeito (Na com 1 elétron e o Cl com 7)
● ● ● ●
x ● ● ● ●
Na Cl ● Na x Cl ●
● ● ● ●
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2. A fórmula de Lewis representa a molécula com as cargas e os elétrons de cada átomo. Ou seja, para a ligação
entre o 11Na e o 17Cl, a fórmula de Lewis é:
+ ● ● -
● ●
Na x Cl ●
● ●
O Na fica positivo pois perde um elétron e o Cl fica negativo pois recebe um elétron.
• Fórmula Molecular:
A fórmula molecular desconsidera qualquer configuração eletrônica, cargas e afins. Considera apenas o
arranjo tomado pelos átomos no fim do processo. A molécula iônica se forma não por junção entre as
eletrosferas dos átomos ligantes, como na ligação covalente, mas por atração eletrostática, visto que há
um átomo positivo e outro negativo. A fórmula molecular se escreve da seguinte forma:
Xnúmero de átomos Ynúmero de átomos
Como há 1 Na e 1 Cl, a fórmula molecular é:
Na1Cl1, mas nós podemos deixar o índice 1 implícito (mas somente ele, os outros devem ser explícitos),
deixando a fórmula molecular assim: NaCl.
II) LIGAÇÃO COVALENTE:
A ligação covalente consiste em um compartilhamento de elétrons entre átomos necessariamente
eletronegativos, visando à estabilidade. Ou seja, a ligação covalente é feita entre ametais (incluindo os
semi-metais). Porém, a ligação covalente pode ser realizada entre os ametais e o Hidrogênio, pois,
mesmo não sendo tão eletronegativo, ele o é. Mas, como proceder em uma ligação covalente?
Exemplo 02: Ligação entre o 1H e o 8O.
1º passo: Distribuir ambos os elementos:
1H: 1s1
8O: 1s2 2s2 2p4
2º passo: Ver quantos elétrons há na camada de valência de cada átomo:
No caso do 8O, há 6 elétrons na camada de valência, sendo necessários, para que ele se enquadre na
regra do octeto, 2 elétrons. No caso do 1H, há 1 elétron em sua camada de valência, precisando ele de 1
elétron para se estabilizar. Lembre-se: O H e o Li seguem a regra do dueto.
3º passo: Montar o esquema, onde o átomo está “cercado” pelos elétrons da sua camada de valência:
● ●
x ● ●
H O
● ●
O compartilhamento acontece por meio, sempre, de um par de elétrons. Representaremos tal com uma
elipse.
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3. ● ●
x ● ●
H O
● ●
O H se estabilizou, pois agora ele possui 2 elétrons em sua camada de valência (1 de sua eletrosfera e 1
compartilhado com o O). Porém, o O não se estabilizou, pois possui, agora, 7 elétrons em sua camada de
valência (6 de sua eletrosfera e 1 compartilhado com o H). E AGORA?! Faremos o que é mais simples de
se fazer. “Chamaremos” outro H para se ligar com o O. Veja:
● ● ● ●
x ● ● x x ● ● x
H O H H O H
● ● ● ●
Perceba: Ambos os H estão de acordo com a regra do Dueto e o O está de acordo com a regra do
Octeto. Tal artifício usado para completar a valência de um átomo quando a de outro envolvido na ligação
já está completa pode ser usado também na Ligação Iônica, porém, seguindo as regras de tal interação
entre átomos.
4º passo: Representar a molécula formada:
Há 2 modos de se representar uma ligação covalente:
• Fórmula eletrônica – Lewis:
Deixamos próximos os elétrons compartilhados entre os átomos.
● ●
x ● ● x
H O H
● ●
• Fórmula estrutural:
Cada par de elétrons compartilhados é substituído por um “pauzinho”. Cada “pauzinho” representa uma
ligação simples.
● ●
x ● ● x
H O H H O H
● ●
A molécula formada pode ser representada assim: H2O.
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4. III) CONCEITOS IMPORTANTES:
• Ligações iônicas formam compostos iônicos, ligações covalentes formam compostos moleculares.
• Quanto mais eletronegativo for o elemento em uma ligação covalente, mais perto dele estarão os elétrons
da ligação. Sendo assim, mais “negativo” ele será, enquanto os átomos dos quais estão sendo “puxados”
os elétrons serão mais “positivos”. Isso nos será importante quando discutirmos o caráter ácido-básico
dos compostos orgânicos.
IV) LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA ou DATIVA:
Um átomo faz uma covalente dativa quando ele forma um composto molecular e sobra, no mínimo, um
par elétrons não compartilhados em sua eletrosfera. Quando isso acontece e há um átomo necessitando
de um par de elétrons, o átomo que tem tal par em excesso DOA este par. Vejamos o exemplo da
molécula de H2O do exemplo anterior e o íon H+ (Denominado prótio):
Exemplo 03: Realizar a ligação entre 2 1H, 1 1H+ e 1 8O.
A ligação entre os 1H e o 8O já realizamos. Aqui está:
● ●
x ● ● x
H O H
● ●
1º passo: Verificar se há pares de elétrons disponíveis (em vermelho):
● ●
x ● ● x
H O H
● ●
O H+ é um íon sem nenhum elétron. Como é um íon do H, segue a regra do dueto, precisando de um par
de elétrons para se estabilizar. Sendo assim:
H+
● ●
x ● ● x
H O H
● ●
Representamos a dativa como uma “seta”, onde há a doação de um par de elétrons. Na verdade, o termo
mais correto é empréstimo de elétrons, pois a ligação dativa é instável, existindo em situações
particulares. Se representa a dativa na fórmula estrutural, atualmente, como um “pauzinho”, pois não
deixa de ser um par de elétrons que participam da ligação.
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5. V) ANOMALIAS DO OCTETO:
As anomalias do octeto são átomos que não respeitam o tipo de ligação que fazem ou que excedem os 8
elétrons que devem ter na camada de valência. São casos bem particulares, enumerá-los-emos a seguir:
Be (Metal) realizando covalente:
B (ametal) precisa de 5 elétrons para, teoricamente, se estabilizar, mas se estabiliza somente com 3:
P e S com valência expandida (excedendo o octeto):
VI) LIGAÇÃO METÁLICA:
Há na ligação metálica o mar de elétrons envolvendo os núcleos dos metais participantes. Tal ligação
forma os metais puros, como o ferro doce (Fe) e as ligas metálicas, como o aço e o Latão, que são
misturas de metais. Não há representação específica para a ligação metálica, apenas representa-se os
compostos puros pelo símbolo do elemento.
VII) A REGRA DO “ESCORREGADOR”:
Há um jeito de determinar a fórmula molecular de um composto iônico sem precisar, necessariamente,
fazer a ligação. Tal “atalho” chama-se, vulgarmente, regra do escorregador. Ela se vale das cargas dos
átomos participantes da ligação, veja:
Exemplo 04: Realizar a ligação entre o Ca e o H.
Sabemos que, distribuindo-se o Cálcio, ele tem 2 elétrons em sua camada de valência. Se ele perder os
dois, o que acontecerá, ele ficara com a carga 2 +. Distribuindo-se o Hidrogênio, temos que há em sua
camada de valência 1 elétron, precisando de apenas 1 elétron para se estabilizar, adquirindo a carga 1-.
Sendo assim, temos uma fórmula um pouco “forçada”:
Ca2+ H–
Sempre estando subentendido que, quando somente o sinal da carga estiver presente, seu valor
numérico é 1.
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6. A regra do escorregador é muito simples. A carga de um átomo vira o índice (numerozinho “de baixo” –
número de átomos de um determinado elemento da ligação) do outro. Veja:
Ca2+ H–
Ca2+ H–
Sendo, portanto, a fórmula molecular:
CaH2
Duvida? Faça a ligação você mesmo e comprove!
resumo geral – ligações químicas
Uma ligação química é uma interação entre átomos.
A ligação iônica é a interação entre um metal e um ametal ou um metal e o H.
Os metais doam os elétrons em uma ligação.
Os ametais e o H recebem os elétrons em uma ligação iônica.
Ligação covalente é uma interação entre dois ametais ou um ametal e um H, onde há o compartilhamento
de elétrons.
Os elétrons de uma covalente ficam mais próximos do elemento mais eletronegativo, tornando-o mais
negativo, enquanto o que está mais afastado dos elétrons fica mais positivo.
Uma covalente dativa é uma ligação onde há a doação de um ou mais pares de elétrons de um elemento
que os tem sobrando para outro que precisa de um ou mais pares.
Anomalias do Octeto são substâncias que possuem átomos que não interagem com átomos da forma
esperada (Como o Be), que possuem o octeto reduzido (como o B) ou que possuem o octeto expandido
(como o P no PCl5 ou o S no SF4 e no SF6).
A ligação metálica é constituída pela imersão dos núcleos dos metais em um mar de elétrons.
A regra do escorregador é um modo mais fácil para determinar a fórmula molecular de dos compostos
iônicos. Não pode ser usada para os compostos covalentes.
* complemento das aulas 6 a 16 *
Galera, percebi que ficou faltando uma parte das aulas sobre tabela periódica! Pegue sua tabela
periódica e acompanhe:
IX) TABELA PERIÓDICA E SUAS PROPRIEDADES:
• Classificação por subnível mais externo da camada de valência:
Famílias 1 e 2A: TERMINADAS NO SUBNÍVEL S
Famílias de 3 a 8A: TERMINADAS NO SUBNÍVEL P
Famílias de 3 a 2B (– Lantanídeos e Actinídeos): TERMINADAS NO SUBNÍVEL D
Grupo dos Lantanídeos e Actinídeos: TERMINADOS NO SUBNÍVEL F
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7. XI) NÚMERO DE ELÉTRONS NA CAMADA DE VALÊNCIA DO GRUPO A:
1A: 1 ELÉTRON
2A: 2 ELÉTRONS
3A: 3 ELÉTRONS
4A: 4 ELÉTRONS
5A: 5 ELÉTRONS
6A: 6 ELÉTRONS
7A: 7 ELÉTRONS
8A (– He): 8 ELÉTRONS (Isso justifica o porque do Octeto: Os gases nobres são naturalmente estáveis e
todos eles, com exceção do He, possuem 8 elétrons na última camada)
He: 2 ELÉTRONS (Isso justifica o porque do Dueto: O He é o único gás nobre que possui somente 1
camada, sendo modelo de estabilidade para o H – que quer 1 elétron - e para o Li – que quer perder o
único elétron de sua 2ª camada)
H: 1 ELÉTRON
Prometo que vou tentar evitar que este transtorno aconteça novamente!
Bons estudos!
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