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LIGAÇÕES
QUÍMICAS
Classificam-se em:
•ligações intramoleculares:
-ocorrem entre os átomos para formar “moléculas”;
-responsáveis pelas propriedades químicas dos compostos;
-são elas: iônica, covalente e metálica.
•ligações (ou forças) intermoleculares:
-ocorrem entre as “moléculas”;
-responsáveis pelas propriedades físicas dos compostos;
-são elas: íon-dipolo; dipolo-dipolo, dipolo-induzido e ligação
de hidrogênio.
H
O
H H
O
H
Teorias das ligações químicas
Teoria de
Lewis
Teoria da
Ligação de
valência
(TLV)
Teoria dos
Orbitais
moleculares
(TOM)
Teoria de
Lewis
Hidrogênio
Carbono
Água
Etileno
Acetileno
LIGAÇÕES QUÍMICAS: DUALIDADE DO ELÉTRON
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.
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.
•regra do octeto: “numa ligação química um átomo tende a ficar
com oito elétrons na última camada (config.eletrônica se-
melhante a de um gás nobre)”.
F
Na + [Na]+[ F ]- LIGAÇÃO
IÔNICA
+
F F F LIGAÇÃO
COVALENTE
F
LIGAÇÃO IÔNICA
LIGAÇÃO COVALENTE
LIGAÇÕES
iônicas
LIGAÇÃO IÔNICA :(eletrovalente ou heteropolar)
 Definição: elétrons são transferidos de um átomo
para outro 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
Cloro
Sódio
[Na]+[
Cl]
-
Ligação Iônica
A energia requerida para a formação de
ligações iônicas é fornecida pela atração
coulômbica entre os íons de cargas opostas num
retículo cristalino.
Estes íons formam-se pela transferência de
elétrons dos átomos de um elemento para os
átomos de outros elementos.
Ligação Iônica: É o resultado da atração eletrostática
de íons com cargas opostas.
Ex:
NaCℓ = cloreto de sódio AgCℓ = cloreto de prata
MgO = óxido de magnésio KBr = brometo de potássio
LiH = hidreto de lítio
MgCℓ2 = cloreto de magnésio
AℓF3 = fluoreto de lítio
Aℓ2S3 = sulfeto de alumínio
Ligação Iônica
Como identificar?
• geralmente ocorre entre:
bastante
eletropositivos
bastante
eletronegativos
tendem a
formar cátions
tendem a
formar ânions
METAIS + AMETAIS
EXCEÇÃO:
METAIS + “H”
Metais:
Eletropositivos
Perdem elétrons
Viram Cátions(+)
Ametais:
Eletronegativos
Ganham elétrons
Viram Ânions(-)
Aℓ Aℓ+3 + 3e-

O + 2e- O-2

Generalizando agora...
Determinação das Fórmulas Iônicas
Aℓ
x
x
x
Aℓ
x
x
x
Aℓ2O3
Aℓ+3 O-2
O
O
O
Fórmula-íon
Fórmula de Lewis
ou Eletrônica
fórmula geral de um composto
iônico:
A x +
B y -
+ → AyBX
CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS:
* são sólidos à temperatura
ambiente (sólidos cristalinos);
* são duros e quebradiços;
* conduzem corrente elétrica quando: fundidos ou em solução;
* possuem alto ponto de fusão e de ebulição.
Ligações Químicas.ppt
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 elétrons 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 = 8) unem-se por ligações iônicas originando
o composto de fórmula:
a) XY b) X2Y c) X3Y2 d) X2Y3 e) X3Y4
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.
Ligações Covalentes
LIGAÇÃO COVALENTE:(molecular ou homopolar)
• Não há a formação de íons;
polar: os átomos são diferentes
• Ligação covalente:
apolar: os átomos são idênticos
 Definição: Ocorre através do compartilhamento de
um par de elétrons entre átomos que possuem pequena
ou nenhuma diferença de eletronegatividade.
Ocorre geralmente entre AMETAIS e
HIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a
 de eletronegatividade < 1,7.
LIGAÇÃO COVALENTE (MOLECULAR)
Ligação Covalente
 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
Cℓ
Cℓ Cℓ2 ou Cℓ - Cℓ
Fórmula de Lewis Molecular ou Estrutural
F2, Br2 e I2
Cℓ
Cℓ
Exemplos de Ligações
Covalentes
O2 ou O = O
O
O
N2 ou N  N
N
N
O H
H H2O ou H - O - H
Cl
H HCl ou H - Cl
Ligação Covalente
 Definição: o par eletrônico compartilhado pertence a um dos
átomos, só ocorre quando todas as ligações covalentes normais
possíveis já aconteceram.
Exemplo: formação do SO2.
O
S O
+
O
S
O
S = O + O  S = O
O
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
O
O S
O
O
H
H H - O - S - O - H
O
O
Características de Compostos Moleculares
• São, em geral, líquidos ou gasosos nas
condições ambientes (se sólidos, fundem-se
facilmente);
• Possuem baixos P.F. e P.E.;
• Não conduzem corrente elétrica (exceção
para Ácidos, em solução aquosa e Carbono
Grafite) ;
• São formados por moléculas.
Ligações Metálicas
A LIGAÇÃO METÁLICA:
• É uma ligação desorientada;
• Modelo do mar de elétrons: os cátions permanecem em
um arranjo regular e estão cercados por um mar de elétrons.
• grande movimentação eletrônica:
• boa condutividade térmica e elétrica,
• Alta maleabilidade e ductibilidade.
Exercícios de fixação:
1. Indique entre os compostos a seguir aqueles em que
encontramos apenas ligações covalentes:
I- NaCl II- CCl4 III- SO2 IV- KCl V- Na2SO4
a) I e II b) II e III c) I e IV d) IV e V e) III e IV
2. O número máximo de ligações covalentes normais e
coordenadas do átomo do elemento químico cloro, que é
halogênio, do 3° período, pode ser representado por:

a) – Cl  b) Cl – c) – Cl – d) – Cl – e) – Cl –
 
Exercícios de fixação:
3.Uma certa molécula linear é formada por três átomos ligados
entre si por uma ligação simples covalente e uma ligação
tripla covalente. Sendo assim, existirão nessa molécula:
a) 4 ligações  d) 3 ligações  e 1 ligação
b) 4 ligações  e) 2 ligações  e 2 ligações 
c) 1 ligação  e 3 ligações 
4. Qual das fórmulas abaixo é prevista para o composto formado por
átomos de fósforo e flúor, considerando o número de elétrons da
camada de valência de cada átomo? F P
| | |
a) P  F b) P – F P c) F – F  P d) F – P – F e) P – F – P

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  • 2. Classificam-se em: •ligações intramoleculares: -ocorrem entre os átomos para formar “moléculas”; -responsáveis pelas propriedades químicas dos compostos; -são elas: iônica, covalente e metálica. •ligações (ou forças) intermoleculares: -ocorrem entre as “moléculas”; -responsáveis pelas propriedades físicas dos compostos; -são elas: íon-dipolo; dipolo-dipolo, dipolo-induzido e ligação de hidrogênio. H O H H O H
  • 3. Teorias das ligações químicas Teoria de Lewis Teoria da Ligação de valência (TLV) Teoria dos Orbitais moleculares (TOM)
  • 6. 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.
  • 7. 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.
  • 8. •regra do octeto: “numa ligação química um átomo tende a ficar com oito elétrons na última camada (config.eletrônica se- melhante a de um gás nobre)”. F Na + [Na]+[ F ]- LIGAÇÃO IÔNICA + F F F LIGAÇÃO COVALENTE F
  • 11. LIGAÇÃO IÔNICA :(eletrovalente ou heteropolar)  Definição: elétrons são transferidos de um átomo para outro 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 Cloro Sódio [Na]+[ Cl] -
  • 12. Ligação Iônica A energia requerida para a formação de ligações iônicas é fornecida pela atração coulômbica entre os íons de cargas opostas num retículo cristalino. Estes íons formam-se pela transferência de elétrons dos átomos de um elemento para os átomos de outros elementos.
  • 13. Ligação Iônica: É o resultado da atração eletrostática de íons com cargas opostas. Ex: NaCℓ = cloreto de sódio AgCℓ = cloreto de prata MgO = óxido de magnésio KBr = brometo de potássio LiH = hidreto de lítio MgCℓ2 = cloreto de magnésio AℓF3 = fluoreto de lítio Aℓ2S3 = sulfeto de alumínio Ligação Iônica Como identificar?
  • 14. • geralmente ocorre entre: bastante eletropositivos bastante eletronegativos tendem a formar cátions tendem a formar ânions METAIS + AMETAIS EXCEÇÃO: METAIS + “H”
  • 15. Metais: Eletropositivos Perdem elétrons Viram Cátions(+) Ametais: Eletronegativos Ganham elétrons Viram Ânions(-) Aℓ Aℓ+3 + 3e-  O + 2e- O-2  Generalizando agora...
  • 16. Determinação das Fórmulas Iônicas Aℓ x x x Aℓ x x x Aℓ2O3 Aℓ+3 O-2 O O O Fórmula-íon Fórmula de Lewis ou Eletrônica fórmula geral de um composto iônico: A x + B y - + → AyBX
  • 17. CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS: * são sólidos à temperatura ambiente (sólidos cristalinos); * são duros e quebradiços;
  • 18. * conduzem corrente elétrica quando: fundidos ou em solução; * possuem alto ponto de fusão e de ebulição.
  • 20. 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 elétrons 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 = 8) unem-se por ligações iônicas originando o composto de fórmula: a) XY b) X2Y c) X3Y2 d) X2Y3 e) X3Y4
  • 21. 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.
  • 23. LIGAÇÃO COVALENTE:(molecular ou homopolar) • Não há a formação de íons; polar: os átomos são diferentes • Ligação covalente: apolar: os átomos são idênticos  Definição: Ocorre através do compartilhamento de um par de elétrons entre átomos que possuem pequena ou nenhuma diferença de eletronegatividade.
  • 24. Ocorre geralmente entre AMETAIS e HIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a  de eletronegatividade < 1,7. LIGAÇÃO COVALENTE (MOLECULAR)
  • 25. Ligação Covalente  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 Cℓ Cℓ Cℓ2 ou Cℓ - Cℓ Fórmula de Lewis Molecular ou Estrutural F2, Br2 e I2 Cℓ Cℓ
  • 26. Exemplos de Ligações Covalentes O2 ou O = O O O N2 ou N  N N N O H H H2O ou H - O - H Cl H HCl ou H - Cl
  • 27. Ligação Covalente  Definição: o par eletrônico compartilhado pertence a um dos átomos, só ocorre quando todas as ligações covalentes normais possíveis já aconteceram. Exemplo: formação do SO2. O S O + O S O S = O + O  S = O O
  • 28. 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 O O S O O H H H - O - S - O - H O O
  • 29. Características de Compostos Moleculares • São, em geral, líquidos ou gasosos nas condições ambientes (se sólidos, fundem-se facilmente); • Possuem baixos P.F. e P.E.; • Não conduzem corrente elétrica (exceção para Ácidos, em solução aquosa e Carbono Grafite) ; • São formados por moléculas.
  • 31. A LIGAÇÃO METÁLICA: • É uma ligação desorientada; • Modelo do mar de elétrons: os cátions permanecem em um arranjo regular e estão cercados por um mar de elétrons. • grande movimentação eletrônica: • boa condutividade térmica e elétrica, • Alta maleabilidade e ductibilidade.
  • 32. Exercícios de fixação: 1. Indique entre os compostos a seguir aqueles em que encontramos apenas ligações covalentes: I- NaCl II- CCl4 III- SO2 IV- KCl V- Na2SO4 a) I e II b) II e III c) I e IV d) IV e V e) III e IV 2. O número máximo de ligações covalentes normais e coordenadas do átomo do elemento químico cloro, que é halogênio, do 3° período, pode ser representado por:  a) – Cl  b) Cl – c) – Cl – d) – Cl – e) – Cl –  
  • 33. Exercícios de fixação: 3.Uma certa molécula linear é formada por três átomos ligados entre si por uma ligação simples covalente e uma ligação tripla covalente. Sendo assim, existirão nessa molécula: a) 4 ligações  d) 3 ligações  e 1 ligação b) 4 ligações  e) 2 ligações  e 2 ligações  c) 1 ligação  e 3 ligações  4. Qual das fórmulas abaixo é prevista para o composto formado por átomos de fósforo e flúor, considerando o número de elétrons da camada de valência de cada átomo? F P | | | a) P  F b) P – F P c) F – F  P d) F – P – F e) P – F – P