O documento discute as principais ligações químicas, incluindo ligação iônica, covalente e metálica. Explica que a ligação iônica envolve a transferência de elétrons entre átomos, a covalente envolve o compartilhamento de elétrons, e a metálica ligações entre átomos metálicos. Também aborda conceitos como polaridade, geometria molecular, forças intermoleculares e sua relação com pontos de fusão e ebulição.

1. LIGAÇÕESLIGAÇÕES
QUÍMICASQUÍMICAS

2. Regra doRegra do OctetoOcteto::
Os átomos, ao se combinarem,
tenderão a adquirir a configuração do
gás nobre mais próximo, que é de oito
elétrons na última camada (octeto)
para atingir a estabilidade.

3. Exemplo:Exemplo:
1111NaNa -- 1s1s22 2s2s22 2p2p66 3s3s11 ((K=2K=2 –– L=8L=8 –– M=1M=1))
o átomo de sódio tende a ceder um elétron para seo átomo de sódio tende a ceder um elétron para se
estabilizar, formando o cátion sódio, que possuiestabilizar, formando o cátion sódio, que possui
configuração de gás nobre.configuração de gás nobre.
1111NaNa++ -- 1s1s22 2s2s22 2p2p66 ((K=2K=2 –– L=8L=8))
Observação: Alguns átomos (H, Li, Be) estabilizamObservação: Alguns átomos (H, Li, Be) estabilizam--se,se,
segundo a configuração eletrônica gás nobre hélio (1ssegundo a configuração eletrônica gás nobre hélio (1s22).).

4. Ligação Iônica ouLigação Iônica ou EletrovalenteEletrovalente::
•• CaracterizaCaracteriza--se pela transferência de elétrons dese pela transferência de elétrons de
um átomo que perde elétrons para outro átomo queum átomo que perde elétrons para outro átomo que
ganha elétrons.ganha elétrons.
••Atração eletrostática entre íons de cargas opostasAtração eletrostática entre íons de cargas opostas
(cátion e ânion)(cátion e ânion)
•• Ocorre normalmente entre:Ocorre normalmente entre:
METAL e AMETAL ouMETAL e AMETAL ou
METAL e HIDROGÊNIO.METAL e HIDROGÊNIO.

5. Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal):Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal):
1111NaNa -- 22 -- 88 –– 1 (tende a ceder um elétron)1 (tende a ceder um elétron)
1717ClCl -- 22 -- 88 –– 7 (tende a receber um elétron)7 (tende a receber um elétron)

6. Na x + Clo
oo
o
o
oo
Na[ ]+ +
oo
o
o
oo
o Cl[ ]
-x
[Na]+ [Cl]-
NaCl

7. Estrutura cristalina doEstrutura cristalina do NaClNaCl sólidosólido

8. Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal)Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal)
2020CaCa -- 22 -- 88 -- 88 -- 2 ( tende a ceder 2 elétrons)2 ( tende a ceder 2 elétrons)
1717ClCl -- 22 -- 88 -- 7 (tende a receber um elétron)7 (tende a receber um elétron)
x
+ [ ] -
xCa
oo
o
o
oo
o Cl
oo
o
o
oo
o Cl
Ca[ ]
2+
+ 2
x
oo
o
o
oo
o Cl
CaCl 2

9. •Método Prático para Escrever a Fórmula de um
Composto Iônico:
[ CÁTION ] [ ÂNION ]
x+ y-
xy
- 17A / H
- 26A
- 35A
+33A
+22A
+11A
Carga dosCarga dosCarga dosCarga dos ííííononononFamFamFamFamíííílialialialia

10. Exemplo: Composto iônico formado pelos elementosExemplo: Composto iônico formado pelos elementos
AlumAlumíínio (Al) e Oxigênio (O).nio (Al) e Oxigênio (O).
Al (3A) : 2Al (3A) : 2 –– 88 -- 3 / O (6A) : 23 / O (6A) : 2 –– 88 -- 66
[ Al ]
3+
[ O ]
2-
2 3
FFóórmula Molecular:rmula Molecular: AlAl22OO33

11. • Características dos Compostos IônicosCaracterísticas dos Compostos Iônicos::
São sólidos nas condições ambiente;São sólidos nas condições ambiente;
Possuem elevados pontos de fusão e ebulição;Possuem elevados pontos de fusão e ebulição;
Conduzem a corrente elétrica quando fundidosConduzem a corrente elétrica quando fundidos
ou em solução aquosa, devido à presença de íonsou em solução aquosa, devido à presença de íons
livres.livres.

13. Ligação Covalente ou MolecularLigação Covalente ou Molecular
•• CaracterizaCaracteriza--se pelo compartilhamentose pelo compartilhamento
(emparelhamento) de elétrons.(emparelhamento) de elétrons.
•• Ocorre normalmente entre:Ocorre normalmente entre:
AMETAL e AMETAL ouAMETAL e AMETAL ou
AMETAL e HIDROGÊNIOAMETAL e HIDROGÊNIO

14. Exemplos:
1- Ligação química entre 2 átomos de
cloro
17Cl : 2-8-7 (tende a receber 1e-)
o
oo
o
oo
o Cl
x
Cl
x
xx
x
xx
ClCl Cl2
Fórmula
molecular
Fórmula estrutural
plana
Fórmula
eletrônica ou
de Lewis

15. 22--Ligação química entre os átomos de carbono e oxigênioLigação química entre os átomos de carbono e oxigênio
66C : 2C : 2 -- 4 ( tende a receber 4e4 ( tende a receber 4e--))
88O : 2O : 2 -- 6 (tende a receber 2e6 (tende a receber 2e--))
OCO
o
o
x
x O
x
xx
xxo
xoC
x x
xx
O COCOCOCO2222
FFóórmularmula
molecularmolecular
FFóórmularmula
estruturalestrutural
planaplana
FFóórmularmula
eletrônica oueletrônica ou
de Lewisde Lewis

16. •Ligação Covalente Dativa ou
Coordenada:
Ocorre quando um dos átomos envolvidos já
adquiriu o octeto e dispõe de par eletrônico livre.
Este par pode ser “emprestado” para outro átomo
ou íon.

17. Exemplo: SO2 (dióxido de enxofre)
Fórmula EstruturalFórmula Eletrônica

18. • Principais características dos
compostos moleculares:
Apresentam-se nos estados sólido, líquido e gasoso;
possuem pontos de fusão e ebulição geralmente
baixos;
Não conduzem a corrente elétrica (com algumas
exceções.
Ex: ácidos na presença de solvente ionizante (por
exemplo: água).

19. ••Determinação do Caráter de umaDeterminação do Caráter de uma
LigaçãoLigação
Pode-se determinar o tipo de ligação através do
cálculo da diferença de eletronegatividade (∆∆∆∆E):
Ligação Iônica ⇒⇒⇒⇒ ∆∆∆∆E ≥ 1,7
Ligação Covalente ⇒⇒⇒⇒ ∆∆∆∆E < 1,7
Exemplos:
HCl → ∆∆∆∆E = 3,0 - 2,1 = 0,9 - Ligação Covalente
NaCl → ∆∆∆∆E = 3,0 - 0,9 = 2,1 - Ligação Iônica

20. • Polaridade de LigaçõesPolaridade de Ligações
1. Ligação Covalente Apolar:
Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma
eletronegatividade.
Exemplo: H2
H H

21. 2. Ligação Covalente Polar:Ligação Covalente Polar:
Ocorre em ligações formadas por átomos de diferentes
eletronegatividades.
Em torno do átomo mais eletronegativo se formará uma
carga parcial negativa (δδδδ-) e no átomo menos
eletronegativo se formará uma carga parcial positiva (δδδδ+).
Exemplo: HCl
H Cl
δ+ δ-

22. • Vetor Momento Dipolar (Vetor Momento Dipolar ( µµµµµµµµ ) :) :
A polaridade de uma ligação é determinada através
de uma grandeza chamada momento dipolar ou
momento dipolo ( µµµµ ) , que é representado por um
vetor orientado no sentido do elemento menos
eletronegativo para o mais eletronegativo (do polo
positivo para o polo negativo).
Exemplo:

23. • Ligação MetálicaLigação Metálica::
Ocorre entre átomos metálicos (metal + metal).
Como os metais possuem uma baixa
eletronegatividade, os mesmos perdem seus
elétrons muito facilmente. Esses elétrons livres
formam uma nuvem eletrônica que mantém os
íons metálicos sempre unidos formando a
chamada ligação metálica.

24. Esquema da Ligação Metálica

25. • Geometria MolecularGeometria Molecular::
tetraédricaXY4
se X é da família 5A:
piramidal
trigona
l
plan
a
XY3
se X é da família 6A:
angular
linearXY2
linear
(toda molécula biatômica é
linear)
X2 e XY
GeometriaTipo de
Molécula

31. •Polaridade de Moléculas:
MOLÉCULA APOLAR ⇒⇒⇒⇒ µµµµR = 0
Em uma molécula apolar o vetor momento dipolar
resultante (µµµµR ) é igual a zero.
Ex: CO2
µµµµ µµµµ
O = C = O ⇒⇒⇒⇒ O ←←←← C →→→→ O ⇒⇒⇒⇒ µµµµr = Zero

32. MOLÉCULA POLARMOLÉCULA POLAR ⇒⇒⇒⇒⇒⇒⇒⇒ µµµµµµµµRR ≠≠≠≠≠≠≠≠ 00
Em uma molécula polar, o vetor momento
dipolar resultante (µµµµR) é diferente de zero.
Ex: H2O
O
H H
⇒⇒⇒⇒ O ⇒⇒⇒⇒ µµµµr ≠≠≠≠ Zero (polar)
H H

33. • Princípio Geral da Solubilidade:
(“semelhante dissolve semelhante”)
Substâncias polares são solúveis em substâncias
polares (H2O + NH3)
e substâncias apolares são solúveis em
substâncias apolares (CH4 + I2).

34. • Forças Intermoleculares:
I- Interações Dipolo Instantâneo - Dipolo
Induzido
(Forças de Van Der Waals ou Forças de London):
São interações que ocorrem entre moléculas apolares ou
gases nobres nos estados sólido e líquido.
Exemplos: I2(s), C6H6(l), Ar(s)

36. II-Interações Dipolo - Dipolo Permanente:
São interações que ocorrem entre moléculas polares.
Exemplo: molécula do HCl

37. III- Ponte ou Ligação de Hidrogênio:

41. Intensidades das ForIntensidades das ForIntensidades das ForIntensidades das Forççççasasasas IntermolecularesIntermolecularesIntermolecularesIntermoleculares::::
Dipolo
Instantâneo -
Dipolo
Induzido
>
Dipolo - Dipolo
Permanente
>
Ponte de
Hidrogênio
Aumento da intensidade

42. •Relação entre as Forças Intermoleculares e os
Pontos de Fusão e Ebulição:
Dois fatores influenciam os PF e PE das substâncias:
O tamanho das moléculas:
Quanto maior a superfície, maior o número de interações
entre as moléculas vizinhas, o que implica em maiores PF
e PE.
A intensidade das forças intermoleculares:
Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores
serão os PF e PE.

43. O gráfico a seguir mostra a variação dos pontos de ebuliçãoO gráfico a seguir mostra a variação dos pontos de ebulição
dosdos hidretoshidretos da família 6A, com o aumento dos númerosda família 6A, com o aumento dos números
atômicos (aumento do tamanho):atômicos (aumento do tamanho):