1. LIGAÇÕES QUÍMICAS
 Conceito Geral: Consiste na combinação
entre átomos, moléculas e íons onde cada espécie
química procura uma maior estabilidade.
Menos estáveis
Mais estáveis
Átomos
isolados
Átomos
ligados
Energia

2. Definições
 Estado Natural dos Átomos: São encontrados
na natureza combinados de modo a adquirir maior
estabilidade possível.
 Estabilidade Química: Necessidade de
completar seus orbitais incompletos perdendo ou
ganhando elétrons.
 Camada de Valência: Corresponde à última
camada eletrônica do átomo, em geral, responsável
pelas ligações químicas.

3. Regra do Octeto
 Descrição: O átomo adquire estabilidade
ao completar oito elétrons camada de
valência, imitando os gases nobres.
Configuração Geral: ns2
np6
↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓
Obs. Esta regra só é válida para os elementos
representativos. Exceção para o H, Li, B e Be.

4. Regra do Dueto
 Descrição: O átomo adquire estabilidade
ao completar a camada de valência com dois
elétrons, imitando o gás nobre - He.
Configuração Geral: ns2
↑ ↓
Obs. Esta regra só é válida para os elementos
representativos: H, Li, B e Be.

5. TIPOS DE LIGAÇÃO
 IÔNICA ou ELETROVALENTE
 COVALENTE ou MOLECULAR:
- Simples
- Dupla
- Tripla
 INTERMOLECULAR
 METÁLICA

6. LIGAÇÃO IÔNICA OU
ELETROVALENTE
 Definição: Os elétrons são transferidos definitivamente
de um átomo muito eletropositivo para outro muito
eletronega-tivo, dando origem a íons de cargas contrárias que
se atraem.
Exemplo: Formação do cloreto de sódio – NaCl.
Na (Z = 11) → 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s1
Cl ( Z = 17) → 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p5
Na+ Cl-
Na Cl

7. Ligação Iônica
Configuração dos Átomos:
Na Cl

8. Ligação Iônica
Transferência do elétron:
Na Cl

9. Ligação Iônica
Formação dos íons:
Na+
Cl-

10. Ligação Iônica
Atração Eletrostática:
Na+
Cl-

11. Ligação Iônica
Atração Eletrostática:
Na+
Cl-

12. Ligação Iônica
Aglomerado Iônico ou Retículo Cristalino:

13. Fórmula dos Compostos
Iônicos
[A]+X
Y
[B]-Y
X
∑ Cargas = + xy – xy = zero
Exemplos:
Ca+2
+ Br-1
→ CaBr2
Al+3
+ S-2
→ Al2S3

14. Ligações dos Grupos -
Representativos
Grupo Carga Grupo Carga
1 + 1 15 - 3
2 + 2 16 - 2
3 + 3 17 - 1
Exemplos:
a) K+
Cl-
→ KCl
b) Ca+2
I-1
→ CaI2
c) Al+3
S-2
→ Al2S3
d) Fe+3
O-2
→ Fe2O3

15. Características dos
Compostos Iônicos
 Sólidos e cristalinos à temperatura
ambiente.
 Ponto de Fusão e Ebulição muito
elevados (acima de 300º C).
 Conduzem corrente elétrica fundidos ou
em solução aquosa.
 Solúvel em solventes polares. Melhor
solvente é a água.

16. Participantes dos
Compostos Iônicos
Hidrogênio
Metal + Ametal
Radical salino (CO3
-2
, SO4
-2
)
Radical Catiônico (NH4
+
) com os ânions
listados para os metais.

17. Exercícios de fixação:
1. Para que haja uma ligação iônica é necessário que:
a) O potencial de ionização dos átomos participantes
tenha valores próximos.
b) A eletronegatividade dos átomos
participantes tenha valores próximos.
c) a eletronegatividade
dos átomos participantes tenha valores bastantes
diferentes.
d) Os életrons de ligação sejam de orbitais s.
e) As afinidades
eletrônicas sejam nulas.
2. Átomos do elemento X (número atômico = 20) e do
elemento Y (número atômico = 7) unem-se por ligações
iônicas originando o composto de fórmula:
a) XY b) X2Y c) X3Y2 d) X2Y3 e) X3Y4

18. Exercícios de fixação:
3. Os compostos iônicos, como o cloreto de sódio,
apresentam as propriedades:
a) Líquidos nas condições ambientais, bons condutores de
eletricidade e baixo ponto de fusão.
b) Líquidos ou gasosos,
maus condutores de eletricidade em solução aquosa e
baixo ponto de fusão.
c) Sólidos, maus condutores de
eletricidade em solução aquosa e baixo ponto de fusão.
d)
Sólidos, bons condutores de eletricidade no estado sólido
e alto ponto de fusão.
e) Sólidos, bons condutores de eletricidade em solução
aquosa e elevado ponto de fusão.

19. LIGAÇÃO COVALENTE
OU MOLECULAR
 Definição: Ocorre através do compartilhamento de
um ou mais pares de elétrons entre átomos que possuem
pequena ou nenhuma diferença de eletronegatividade.
Tipos de Ligações Covalentes:
- Covalente Simples.
- Covalente Dupla.
- Covalente Tripla

20. Ligação Covalente
Simples ou Normal
 Definição: O par eletrônico compartilhado é
formado por um elétron de cada átomo ligante.
Exemplo: formação do cloro – Cl2.
Cl ( Z = 17) → 1s2
) 2s2
, 2p6
) 3s2
, 3p5
ClCl Cl2 ou Cl - Cl
Fórmula de Lewis Molecular Estrutural
Plana

21. Ligação Covalente
Simples ou Normal
Configuração dos Átomos:

22. Ligação Covalente
Simples ou Normal
Atração Quântica:

23. Ligação Covalente
Simples ou Normal
Atração Quântica:

24. Ligação Covalente
Simples ou Normal
Nuvem Eletrônica ou Orbital Molecular:
Cl Cl

25. Exemplos de Ligações
Covalentes Duplas e Triplas
O2 ou O = OOO
N2 ou N ≡ NNN
O HH H2O ou H - O - H
ClH HCl ou H - Cl

26. Ligação Covalente além do Octeto
 Definição: Se o elemento tem pares eletrônicos disponíveis e
outro elemento necessita de dois elétrons, ocorre a formação de
duplas ligações, onde o elemento central estabiliza-se com mais de
oito elétrons no nível de valência.
OS O+
OS
O
S = O + O → S = O
O
Exemplo: formação do SO2.

27. Moléculas do Tipo HxEOy
Ácidos Oxigenados
 Todos os átomos de oxigênio aparecem ligados ao elemento central
e cada átomo de hidrogênio ficará ligado a um átomo de oxigênio.
Exemplo: ácido sulfúrico - H2SO4
OO S
O
O
HH H - O - S - O - H
O
O

28. LIGAÇÕES SÍGMA (σ) E PI (π)
 Ligações σ: interpenetração de orbitais dos átomos
ao longo de um mesmo eixo.
 Ligações π: interpenetração lateral segundo eixos
paralelos, ocorrem apenas com orbitais do tipo p.
Obs. As ligações π só ocorrem após a ligação σ, que é
única entre dois átomos.

29. Características dos
Compostos Moleculares
 Sólidos, líquidos ou gasosos a
temperatura ambiente.
 Ponto de Fusão e Ebulição inferiores
aos dos compostos iônicos.
 Bons isolantes: térmico e elétrico. Os
compostos que ionizam conduzem
corrente elétrica em solução.

30. Participantes dos
Compostos Moleculares
Ametal + Hidrogênio
Ametal + Ametal
Hidrogênio + Hidrogênio

31. POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
 Definição: Consiste no acúmulo de cargas elétricas
iguais em regiões distintas da ligação – pólos.
 Ligações iônicas: são fortemente polarizadas,
cada íon define um pólo da ligação.
+
_

32. Polaridade das Ligações
 Ligações covalentes: é função da diferença de
eletronegatividade entre os átomos da ligação.
Classificação:
- Apolar: formadas por átomos de eletronegatividades
iguais, a nuvem não se deforma. Ocorre apenas entre
átomos de mesmo elemento químico.
- Polar: formadas por átomos de eletronegatividade
diferentes, a nuvem se deforma.
Obs. Quanto maior a diferença de eletronegatividade
entre os átomos maior a polarização.

33. Polaridade das Ligações
Ligação covalente apolar:
Ligação covalente polar:
H2 →
HCl →
H H
H Cl
δ+
δ-

34. POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
 Definição: Consiste no acúmulo de cargas elétricas
em regiões distintas da molécula, sua força depende da
polaridade das ligações e da geometria molecular.
 Momentum dipolar: é o vetor que orienta a
polaridade da ligação, pólo positivo para o negativo.
Ex: H → Cl
µ
 Momentum dipolar resultante (µr): vetor que
define a polaridade da molécula, soma dos vetores.

35. Polaridade das Moléculas
 Molécula apolar: momentum dipolar (µr) = zero.
Ex: molécula do gás carbônico – CO2.
µ µ
O = C = O ⇒ O ← C → O ⇒ µr = Zero
 Molécula polar: momentum dipolar (µr) ≠ zero.
Ex: molécula da água – H2O.
O
H H
⇒ O ⇒ µr ≠ Zero
(polar)
H H

36. LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
 DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de
substâncias no estado sólido ou líquido.
 Tipos de ligações intermoleculares:
1) Ligação Dipolo – Dipolo: ocorrem entre as
moléculas polares.
2) Pontes de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas
fortemente polarizadas, quando o H se encontra ligado
aos átomos de F, O e N.
3) Ligação Dipolo Induzido – Dipolo Induzido:
ocorrem entre as moléculas apolares.

37. Forças Intermoleculares e as
Propriedades PF e PE
 Dois fatores influem nos PF e PE:
1) Ligações intermolecular: quanto maior a
intensidade das forças de ligação, maiores os PF e
PE da substância.
Ordem crescente da intensidade de interação:
Dipolo induzido < dipolo – dipolo < pontes de H
2) O tamanho das moléculas: quanto maior o
tamanho das moléculas, maiores o PF e PE da
substância.

38. Forças Intermoleculares e as
Propriedades PF e PE
 Exemplos:
PE
Tamanho da molécula
100
0
- 100
H2O
H2S H2Se
H2Te
PE
Tamanho da molécula
CH4
SeH4
GeH4
SnH4

39. LIGAÇÃO METÁLICA
 Definição: ligações entre átomos de metais que
formam retículos cristalinos de cátions fixos unidos
por uma nuvem de elétrons livres da camada de
valência.
Retículo Cristalino

40. Características dos Metais
 Sólidos a temperatura ambiente, exceção do Hg (líquido).
 Apresentam brilho metálico, fundidos perdem o brilho,
exceção para o Mg e Al.
 Densidade superior a da água, exceção para os alcalinos.
Menor Li = 0,53 g/mL, maior Os = 22,5g/mL.
 PF muito variável, menor Cs = 28,5°C, maior W = 3382°C.
 Bons condutores de eletricidade e calor. Ag maior
condutividade elétrica, seguida do Cu, Au e Al.
 Maleabilidade e ductibilidade.

41. Ligas Metálicas
 Definição: São materiais com propriedades metálicas
que contém dois ou mais elementos, sendo pelo menos um
deles metal. Exemplos:
- Liga de metais para fusíveis ( Bi, Pb, Sn e Cd)
- Liga de ouro de joalharia (Au, Ag e Cu)
- Amálgama dental (Hg, Ag e Cu)
- Bronze ( Cu e Sn)
- Latão (Cu e Zn)

42. Exercícios de fixação:
Considere as seguintes substâncias químicas: H2, CH4, HCl, H2S e H2O.
Qual delas apresenta moléculas associados por pontes de hidrogênio?
a) H2 b) CH4 c) HCl d) H2S e) H2O
CH3OH
CH3
OH
H
H
H
H
H
H
H
H
O
OC
C
CH3OH
CH3OH
CH3
H
H
O
O
CH3
CH3OH
CH
3 OH
CH3
OH
CH3
OH
CH3OH
CH3OH
CH
3OH
CH3
OH
OH
CH3
CH+
3
CH3OH
CH3
OH
CH+
3
OH-
OH-
2. A figura que melhor representa a evaporação do metanol (CH3OH) é:
a) b) c) d) e)

43. Exercícios de fixação:
3. Dentre os cloretos a seguir, o mais volátil, provavelmente é:
a) CCl4
b) SiCl4
c) GeCl4
d) SnCl4
e) PbCl4