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A ligação química
Os átomos ligam-se quimicamente, formando
moléculas e assim atingirem uma situação
mais estável.
A energia das moléculas é menor do que a
energia dos átomos não ligados
Notação ou representação de Lewis
Representação dos átomos rodeados por um
conjunto de pontos ou cruzes que simbolizam
os eletrões de valência.
A ligação iónica
Resulta da transferência de eletrões entre os
catiões (cede eletrões) e os aniões (capta
eletrões). Os átomos da molécula encontram-
se ligados por atração eletroestática.
Exemplo: os elementos do 1º, 2º grupo e o alumínio
com os elementos dos grupos 15, 16 e 17. (NaCl)
A ligação metálica
Estabelece-se entre átomos metálicos por
atração entre os eletrões livres libertados por
átomos de metais e os iões positivos
resultantes.
A ligação covalente
Resulta da partilha de eletrões entre átomos
não metálicos. Os eletrões partilhados são
atraídos por ambos os núcleos e passam a
pertencer a molécula.
Exemplo: HCl
Tipos de ligações covalentes
Ligação covalente apolar – os eletrões da
ligação são igualmente atraídos pelos núcleos
dos átomos que intervêm na ligação.
Ligação covalente polar – os eletrões da
ligação não são igualmente atraídos pelos
núcleos dos átomos que intervêm na ligação,
formando-se dois pólos na molécula (um
positivo e outro negativo).
Ligação covalente simples – quando 2 átomos
partilham 1 par de eletrões.
Ligação covalente dupla – quando 2 átomos
partilham 2 pares de eletrões.
Ligação covalente tripla – quando 2 átomos
partilham 3 pares de eletrões.
- A ligação covalente simples é a mais fraca e
têm maior comprimento de ligação.
- A ligação covalente triplas é a mais forte e têm
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  • 2. A ligação química Os átomos ligam-se quimicamente, formando moléculas e assim atingirem uma situação mais estável. A energia das moléculas é menor do que a energia dos átomos não ligados
  • 3. Notação ou representação de Lewis Representação dos átomos rodeados por um conjunto de pontos ou cruzes que simbolizam os eletrões de valência.
  • 4. A ligação iónica Resulta da transferência de eletrões entre os catiões (cede eletrões) e os aniões (capta eletrões). Os átomos da molécula encontram- se ligados por atração eletroestática. Exemplo: os elementos do 1º, 2º grupo e o alumínio com os elementos dos grupos 15, 16 e 17. (NaCl)
  • 5. A ligação metálica Estabelece-se entre átomos metálicos por atração entre os eletrões livres libertados por átomos de metais e os iões positivos resultantes.
  • 6. A ligação covalente Resulta da partilha de eletrões entre átomos não metálicos. Os eletrões partilhados são atraídos por ambos os núcleos e passam a pertencer a molécula. Exemplo: HCl
  • 7. Tipos de ligações covalentes Ligação covalente apolar – os eletrões da ligação são igualmente atraídos pelos núcleos dos átomos que intervêm na ligação.
  • 8. Ligação covalente polar – os eletrões da ligação não são igualmente atraídos pelos núcleos dos átomos que intervêm na ligação, formando-se dois pólos na molécula (um positivo e outro negativo).
  • 9. Ligação covalente simples – quando 2 átomos partilham 1 par de eletrões. Ligação covalente dupla – quando 2 átomos partilham 2 pares de eletrões. Ligação covalente tripla – quando 2 átomos partilham 3 pares de eletrões.
  • 10. - A ligação covalente simples é a mais fraca e têm maior comprimento de ligação. - A ligação covalente triplas é a mais forte e têm menor comprimento de ligação. Nota: O comprimento de ligação é a distância entre os núcleos dos átomos da molécula.