Ligações Químicas e NOX

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AULA 4 – LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
1 - INTRODUÇÃO 
 
Não é novidade nenhuma que os 
átomos interagem um com o outro para 
formar as moléculas. Por exemplo, na 
molécula mais famosa e mais 
conhecida por nós, a molécula da 
água, H2O, vemos que temos dois 
átomos de hidrogênio interagindo com 
um átomo de oxigênio. 
A esta interação interatômica, 
chamamos de ligação química. 
 
Estudar ligações químicas ajuda a 
entender algumas perguntas, tais como 
o porquê da molécula de agua ser H2O, 
ou ainda o porquê do oxigênio 
atmosférico ser O2 e não O etc. 
 
A maioria dos elementos químicos são 
encontrados na natureza ligados a ele 
mesmo (substância simples) ou a 
outros elementos (substâncias 
compostas), o que sugere que existe a 
necessidade dos átomos se ligarem 
para alcançar algo que sozinhos não 
alcançam. 
 
Os átomos adquirem, ao realizar 
ligações, estabilidade. 
 
 
2 - REGRA DO OCTETO: CONCEITO 
DE ESTABILIDADE 
 
O conceito de estabilidade para o 
átomo é ficar parecido com um gás 
nobre, isto é, possuir o mesmo número 
de elétrons na camada de valência. 
 
Ao observarmos os gases nobres 
observamos que com exceção do hélio, 
que possui dois elétrons, todos os 
outros possuem oito elétrons na 
camada de valência. 
Assim, a regra do octeto, que na 
verdade não é uma regra, diz que a 
maioria dos átomos realizam 
ligações químicas com o objetivo de 
ficar com 2 ou com 8 elétrons na 
camada de valência. 
 
Cabe ressaltar que existem átomos que 
ficam estáveis com um número bem 
diferente de 2 ou 8 elétrons na camada 
de valência. 
 
Existem diversas maneiras dos átomos 
se ligarem, porém estudaremos três: 
ligação iônica, ligação covalente, e 
ligação metálica. 
 
3 - PREVENDO VALÊNCIAS 
 
Prever qual o objetivo dos átomos ao 
realizar ligações químicas é importante 
para sabermos distinguir qual tipo de 
ligação os átomos irão fazer para 
atingir a estabilidade, além de 
sabermos a formula provavel da 
molécula que será formada. 
 
Vamos a um exemplo: 
 
Vamos analisar um átomo de cálcio, 
Ca20 
 
Ca20: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 
 
Ao consultarmos a tabela periódica, 
vemos que o gás nobre mais próximo 
do cálcio é o argônio, Ar18. 
 
A configuração do Ar18 é 1s2 2s2 2p6 3s2 
3p6 
 
Como o cálcio objetiva ficar parecido 
com o argônio, não nos resta duvidas 
que o cálcio precisara perder dois 
elétrons do subnivel 4s(camada de 
valência). 
 
Então, como o calcio tende a perder 
dois elétrons, dizemos que ele tende a 
formar um cátion, o cátion Ca2+. 
 
Vamos analisar o oxigênio, O8 
 
O8: 1s2 2s2 2p4 
 
Ao consultarmos a tabela periódica 
vemos que o oxigênio esta mais 
próximo do gás nobre neônio, Ne10 
 
A configuração do Ne10 é 1s2 2s2 2p6 
 
Como o oxigênio objetiva ficar parecido 
com o neônio, não resta duvidas que o 
oxigênio precisará receber dois 
elétrons, os quais entrarão no subnível 
2p incompleto, formando o ânion O2-. 
 
Uma maldade é: 
 
1A = perder 1e- = carga 1+ 
2A = perder 2e- = carga 2+ 
3A = perder 3e- = carga 3+ 
5A = ganhar 3e- = carga 3- 
6A = ganhar 2e- = carga 2- 
7A = ganhar 1e- = carga 1- 
 
Entender essa maldade, facilita muito a 
compreensão da ligação iônica, por 
exemplo. 
 
 
4 - LIGAÇÃO IÔNICA 
 
4.1) Conceito: 
 
A ligação iônica é realizada entre 
átomos cuja a diferença de 
eletronegatividade, ∆E, é maior que 
1,7, sendo obviamente o átomo mais 
eletronegativo um ametal e o menos 
eletronegativo um metal. 
Na ligação iônica ocorre total 
transferência de elétrons do metal para 
o ametal. Ou seja: 
 
METAL = DOA ELÉTRONS 
 
AMETAL = RECEBE ELÉTRONS 
 
Para exemplificar a ligação iônica, nada 
melhor que um composto iônico, como 
o cloreto de sódio, NaCl. Mas como 
saber que a ligação entre eles é iônica? 
∆E = 3,0(cloro) - 0,9(sódio) = 2,1. 
Quando pegamos a diferença de 
eletronegatividade do cloro e do sódio, 
achamos 2,1, um valor maior que 1,7. 
 
A formula sugere que temos um átomo 
de sódio ligado a um átomo de cloro. 
 
Vamos entender como eles estão 
ligados: 
Para o sódio, Na11: 1s2 2s2 2p6 3s1, 
vemos que é mais fácil perder 1 
elétron na terceira camada, ficando 
com 8 elétrons na segunda camada, do 
que ganhar 8 na terceira. 
 
Assim, esta claro que o sódio tem uma 
forte tendência a doar um elétron para 
ficar estável, isto é, parecido com 8 
elétrons na última camada. 
 
Para o cloro, Cl17: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, 
acontece o oposto. Como ele possui 7 
elétrons na última camada, ele precisa 
receber 1 elétron pra ficar com 8. 
Assim, esta claro que o cloro tem uma 
forte tendência a receber um elétron 
para ficar estavel, isto é, parecido com 
o argônio. 
 
Ou, de forma mais simples: 
 
Na é da familia 1A, então quer perder 1 
elétron. 
Já o Cl é da família 7A e, com isso, 
precisa ganhar 1 elétron pra chegar a 
8. 
 
Assim, no cloreto de sódio, o sódio doa 
um elétron para o cloro. 
 
 
 
Então a ligação iônica nada mais é 
que uma atração eletrostática entre 
íons de cargas opostas. 
 
No caso do NaCl temos Na+Cl-. 
 
 
4.2) Fórmula Eletrônica de Lewis: 
 
Uma maneira de representarmos a 
ligação iônica é desenharmos os 
símbolos dos elementos químicos, 
envoltos pelos seus elétrons na 
camada de valência, representados por 
pontos ou outros símbolos, e ai 
escrever uma seta indicando de onde 
esta saindo o elétron, para onde ele 
está indo. Veja para o NaCl: 
 
O Na por pertencer a familia 1A possui 
apenas um elétron na camada de 
valência, e o cloro, por pertencer a 
família 7A possui sete elétrons na 
ultima camada. O sódio doa elétron 
para o cloro, como ja vimos, assim: 
 
 
 
4.3) Prevendo Fórmulas: 
 
Prever as fórmulas de algum composto 
formado por quaisquer elementos, é, 
também, uma das utilidades de estudar 
ligações químicas. Por exemplo, qual 
seria a fórmula do composto formado 
entre alumínio e enxofre? 
 
O Alumínio (Al13) pertence a família 3A, 
assim, avaliamos que o alumínio tem 
uma tendência a perder 3 elétrons. 
 
Ja o Enxofre (S16) pertence a família 
6A, assim o enxofre tem uma tendência 
a ganhar 2 elétrons. 
 
Então, para que dessa união tanto o 
alumínio quando o cloro fiquem 
satisfeitos, será necessário que dois 
átomos de Alumínio se liguem a três 
átomos de Enxofre. 
 
Veja: 
 
 
 
 
Repare que cada átomo de Alumínio 
perdeu 3 elétrons e cada Enxofre 
ganhou 2 elétrons. 
 
Como desafio, pense e explique estas 
perguntas: 
 
1) Por que o NaCl2 e o NaNe não 
existem? 
2) Qual seria a formula do composto 
formado entre calcio(Ca20) e o 
nitrogênio(N7)? 
 
 
4.4) Propriedades dos compostos 
iônicos: 
 
1) Alto ponto de fusão (PF) e ponto de 
ebulição (PE). 
2) Sólidas à temperatura ambiente. 
3) Conduzem a corrente elétrica 
quando dissolvidos em água, ou 
fundidos. 
4) Cristais duros e quebradiços. 
 
Todas estas propriedades possuem 
correlação com a estrutura cristalina 
dos compostos iônicos. 
 
Veja o NaCl, por exemplo: 
 
 
 
5 – LIGAÇÃO COVALENTE 
 
5.1) Introdução: 
 
Na ligação iônica vimos que era 
interessante para um átomo doar 
elétrons (metal) e para o outro ganhar 
elétrons (ametal). Agora, o que 
acontecerá se for interessante para os 
dois átomos ganharem elétrons? 
 
Vamos a um exemplo simples: 
 
Na molécula da água, H2O, temos dois 
átomos de hidrogênio ligados a um 
átomo de oxigênio. 
 
Assim vamos analisar a tendência 
destes átomos: 
 
Para o O8: 1s2 2s2 2p4, temos como gás 
nobre mais próximo o Ne10: 1s2 2s2 2p6. 
Assim, não restam dúvidas que para o 
oxigênio alcançar a estabilidade, ele 
precisa receber dois elétrons para ficar 
parecido com o neônio. 
 
Para o H1: 1s1, temos como gás nobre 
mais próximo o He2: 1s2. Assim, não 
restam dúvidas que para o hidrogênio 
alcançar a estabilidade, ele precisa 
receber um elétron para ficar parecido 
com o hélio. 
 
Esta situação é diferente do NaCl ja 
que era interessante para o sódio 
perder elétrons, enquanto para o cloro 
receber. Na água, tanto o hidrogênio 
quanto o oxigênio desejam receber 
elétrons, então é fácil entender que 
eles não realizam ligação iônica. 
 
Se eles não realizam a ligaçãoiônica, 
eles realizam um outro tipo de ligação, 
a chamada ligação covalente. 
 
5.2) Conceito: 
 
Entende-se por ligação covalente, a 
ligação onde ocorre o 
compartilhamento de elétrons. 
 
A ligação covalente ocorre entre 
átomos, cuja a diferença de 
eletronegatividade, ∆E, é menor que 
1,7. Ou ainda, ocorre, geralmente, 
entre um ametal e hidrogênio, ou entre 
ametais. 
 
Existem diversos tipos de ligação 
covalente: a ligação covalente simples, 
a ligação colante dupla, a ligação 
colante tripla, e a ligação covalente 
dativa. 
 
5.3) Tipos de Ligações Covalentes: 
 
 
a) Ligação Covalente Simples: 
 
É uma ligação formada pelo 
compartilhamento de apenas um par de 
elétrons. 
 
Veja a molécula do Cl2: 
 
Cada átomo de cloro deseja 
compartilhar apenas um elétron. 
 
 
 
Note que utilizamos uma representação 
chamada de fórmula eletrônica de 
Lewis. Trataremos mais desta 
representação mais tarde. 
 
Repare, também, que o par de elétrons 
que esta sendo 
compartilhado(circulados), é composto 
por um elétron de cada átomo de cloro. 
 
 
b) Ligação Covalente Dupla: 
 
 
Como o nome sugere, é uma ligação 
formada pelo compartilhamento de dois 
pares de elétrons. 
 
Veja: 
 
 
 
No CO2 ocorre uma ligação dupla 
porque o carbono deseja compartilhar 
quatro elétrons e o oxigênio deseja 
compartilhar dois. Por isso, um carbono 
ira compartilhar um par de elétrons com 
cada oxigênio. 
 
 
c) Ligação Covalente Tripla: 
 
Como o nome sugere, é uma ligação 
formada pelo compartilhamento de três 
pares de elétrons. 
 
Veja: 
 
 
 
Na molécula do gás nitrogênio ocorre 
uma ligação tripla porque cada 
nitrogênio deseja compartilhar três 
elétrons para atingir a estabilidade. 
 
 
d) Ligação Dativa ou Coordenada: 
 
 
Assim como na ligação covalente 
simples, na ligação colante dativa é 
formada pelo compartilhamento de 
apenas um par de elétrons, porém, 
com uma pequena diferença: o par de 
elétrons compartilhado é composto 
por dois elétrons oriundos de um 
único átomo. 
 
Veja a molecula do SO2, um dos gases 
causadores do efeito estufa: 
 
 
 
 
 
Repare que os elétrons simbolizados 
por x pertencem ao oxigênio, e os 
simbolizados por .são do enxofre. Veja 
que, na ligação onde apenas um par de 
elétrons é compartilhado, o par de 
elétrons é oriundo apenas do enxofre. 
 
Agora porque isto ocorre? 
 
S16: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4, a tendência do 
enxofre é receber dois elétrons, para 
ficar com oito elétrons na ultima 
camada assim como o argônio. 
 
O8: 1s2 2s2 2p4, a tendencia do oxigênio 
é receber dois elétrons, para ficar com 
oito elétrons na camada de valência 
assim como o neônio . 
 
Veja que, ao realizar a ligação dupla, 
tanto o oxigênio quanto o enxofre ja 
estão com oito. 
 
Vamos fazer uma contagem: 
 
Oxigênio: 8 elétrons ( 6 x e 2 .) 
Enxofre: 8 elétrons ( 2 x e 6 .) 
 
Então, ao realizar a ligação dupla, 
ambos ja estão com oito elétrons. 
Entretanto, o enxofre precisa fazer 
mais uma ligação com o oxigênio, ate 
porque a fórmula SO2 sugere que 
temos um enxofre se ligando a dois 
outros oxigênio. 
 
A maneira que é aceita, atualmente, do 
enxofre fazer mais uma ligação, 
mesmo ele não precisando, é através 
da ligação covalente dativa. 
 
Assim, a ligação colante dativa 
ocorre, sempre que um elemento 
quer fazer um maior número do que 
o necessário de ligações, sem ferir a 
regra do octeto. 
 
 
5.4) Representação das Moléculas: 
 
a) Fórmula Eletrônica de Lewis: 
 
Para escrevermos a formula eletrônica 
de Lewis, devemos seguir os passos: 
 
1º Passo: Escolha, no caso de 
moléculas com mais de dois átomos, 
um para ser o átomo central. 
Geralmente o melhor candidato é o 
átomo que realiza um maior numero de 
ligações. 
2º Passo: Desenhe, ao redor de cada 
átomo, o número de elétrons na 
camada de valência que cada um 
possui. Pode representar os elétrons 
por bolinhas, triângulos etc. 
 
3º Passo: Analise quantos elétrons 
cada um quer compartilhar. 
4º Passo: Circule os elétrons que 
estarão envolvidos no 
compartilhamento. 
 
Vamos escrever a estrutura de Lewis 
para a agua: 
 
1) Como a formula molecular da agua é 
H2O, vemos que o oxigênio que fazer 
duas ligações, enquanto cada 
hidrogênio quer fazer apenas uma. 
Assim, o melhor candidato ao átomo 
central é o oxigênio. 
 
H O H 
 
 
2) Ao redor do oxigênio devemos 
desenhar seis elétrons de valência 
(família 6A), e do hidrogênio apenas 
um (família 1A) 
 
H x : O : x H 
 . . 
 
3) Analisando quantos elétrons cada 
um tem que compartilhar, temos que 
para o O8: 1s2 2s2 2p4, temos como gás 
nobre mais próximo o Ne10: 1s2 2s2 2p6. 
Assim, não restam dúvidas que para o 
oxigênio alcançar a estabilidade, ele 
precisa compartilhar dois elétrons 
para ficar parecido com o neônio. 
 
Para o H1: 1s1, temos como gás nobre 
mais próximo o He2: 1s2. Assim, não 
restam dúvidas que para o hidrogênio 
alcançar a estabilidade, ele precisa 
compartilhar um elétron para ficar 
parecido com o hélio. 
 
 
4) Circulando os elétrons temos que: 
 
 
 . . 
 H O H 
 . . 
 
 
 
b) Fórmula Estrutural Plana: 
 
Como o próprio nome sugere, esta 
representação tem por objetivo dar 
uma leve noção da estrutura da 
molécula, isto é, demostrar como os 
átomos estão ligados. 
 
Para montarmos a fórmula estrutural, 
basta olharmos para a fórmula de 
Lewis e representar cada par de 
elétrons compartilhados por um traço. 
Pode-se representar os elétrons livres 
ou não. 
Veja para a agua: 
 
H — O — H 
 
Se fosse para o gás carbonico: 
 
O = C = O 
 
Para o SO2: 
 
O — S = O 
 
ATENÇÃO: a ligação covalente dativa 
costumava a ser representada por uma 
seta, hoje não mais. Porém, ainda 
aparece em alguns livros antigos a 
representação da dativa por setas. O 
SO2, por exemplo, seria: 
 
O <— S = O 
 
 
 
 
 
 
5.4) Propriedades dos Compostos 
Moleculares: 
 
1) Possuem, geralmente, pontos de 
fusão e de ebulição menores que 
os compostos iônicos. 
2) Podem conduzir, ou não, corrente 
elétrica quando dissolvidos em 
água. 
3) Podem ser encontrados na 
natureza nos três estados físicos 
 
 
 
6 - LIGAÇÃO METÁLICA 
 
6.1) Conceito: 
 
x . . x 
Este te tipo de ligação ocorre entre os 
metais, na sua forma pura, ou em ligas 
metálicas. 
 
O modelo mais aceito para explicar a 
ligação metálica é o do mar de 
elétrons. 
 
Segundo este modelo, os elétrons 
estão em constante movimento, 
saltando entre os átomos dos metais. 
Esta ideia não é muito dificil de aceitar, 
pois ja vimos que os metais são 
átomos muito eletropositivos, ou seja, 
são átomos que possuem uma forte 
tendência a perder seus elétrons. 
Como temos um número grande de 
átomos, que não conseguem segurar 
bem seus elétrons, teremos um grande 
fluxo de elétrons. 
 
 
 
 
6.2) Propriedades dos Metais: 
 
O fluxo de elétrons pelo metal permite 
a rápida condução elétrica. A liberdade 
de movimento dos elétrons justifica a 
alta condutibilidade térmica dos metais. 
Não existindo direção preferencial da 
ligação metálica, é possível deslocar 
um plano de átomos e de cátions sobre 
outro plano, sem haver ruptura da 
estrutura que é mantida pela ligação 
metálica; isso explica a maleabilidade e 
a ductilidade dos metais. A dificuldade 
de rompimento da estrutura justifica a 
resistência à tração que os metais 
apresentam. 
Nos metais não temos um átomo 
isolado, mas milhares de átomos, 
cátions e elétrons, formando 
macroestruturas; isso explica seus 
altos pontos de fusão e de ebulição. A 
fórmula da substância ferro é Fe
n
, mas, 
por facilidade, quase sempre a 
representamos como Fe. 
 
7 - RESUMINDO LIGAÇÕES EM UMA 
IMAGEM 
 
 
 
 
8 – NOX 
 
8.1) Conceito: 
 
É a carga que um átomo assume ao 
realizar uma ligação química. 
 
De modo geral, o número de oxidação 
indica se um átomo ganhouou perdeu 
elétron em uma ligação química. 
 
Exemplo: 
 
Considere o NaCl. 
 
O nox do sodio é 1+ , pois o sódio 
antes de fazer ligação, tem 11 elétrons 
e 11 prótons. Aapós doar 1 para o 
cloro, ficou com 10 eletrons e continuou 
com 11 prótons. Assim, adquiriu uma 
carga positiva 1+. 
 
Para o cloro temos nox 1-, pois o cloro, 
antes de fazer ligação, tem 17 elétrons 
e 17 prótons. Após receber 1 elétron do 
sódio, ficou com 18 elétrons e 
continuou com 17 prótons. Assim, 
adquiriu uma carga negativa 1-. 
 
Mas, é importante salientar que 
ninguém vai ficar fazendo essa conta. 
A ideia é você aprender a calcular o 
Nox de uma forma mais rápida, já que 
o Nox se trata de uma ferramenta muito 
importante na Química, seja na 
construção da nomenclatura de ácidos, 
bases etc, ou na construção das 
fórmulas destes, na eletroquímica e por 
aí vai. A habilidade que quero que você 
tenha ao término dessa aula, é que se 
sinta capaz de cálcular os nox nas mais 
variadas fórmulas e reações. 
 
8.2) Determinando o Nox: 
 
Existem duas habilidades na 
determinação o nox: pela fórmula 
estrutural, , ou através de regras pré 
determinadas. 
 
a) Fórmula Estrutural: 
 
Se conhecemos a estrutural do HClO, 
por exemplo, sabemos dar com 
precisão o nox de cada um dos 
elementos. Veja: 
 
H — O — Cl 
 
A grande maldade é: para cada traço, 
colocaremos uma carga para cada 
átomo, sendo negativa para o mais 
eletronegativo, e positiva para o menos 
eletronegativo. 
 
Veja o caso do HClO: 
 
1+ 1- 1- 1+ 
 H — O — Cl 
 
Assim, cada Hidrogênio tem nox 1+ e o 
Oxigênio tem nox 2-. 
 
Veja que a soma dos nox dá igual a 
zero. 
 
ATENÇÃO: este método deve ser 
utilizado, somente, se conhecermos 
a fórmula estrutural. 
 
b) Regras úteis: 
 
Pensando nas dificuldades dos alunos 
em determinar o nox, colocamos 
algumas regras para auxiliar a 
determinação do nox. Estas regras são 
um conjunto dos dois métodos 
anteriores, só que sem ter o trabalho 
de colocar a mão na massa. 
 
 
Regra 1: Os metais alcalinos e a prata 
(Ag) possuem nox sempre igual a 1+. 
 
Regra 2: Os metais alcalino-terrosos, o 
zinco (Zn) e o cádmio (Cd) possuem 
nox sempre igual a 2+. 
 
Regra 3: Alumínio (Al) possui nox 
sempre igual a 3+. 
 
Regra 4: Hidrogênio (H) possui nox 
geralmente igual a 1+. (Exceção: ligado 
a um metal, apresenta nox 1-). 
 
Regra 5: O oxigênio possui nox 
geralmente igual a 2- (Exceção: 
apresenta nox 1- nos peróxidos, 1⁄2- 
nos superóxidos e positivo quando 
ligado ao flúor). 
 
Regra 6: Os calcogênios (6A) possuem 
nox geralmente igual a 2- (Exceção: 
apresentam nox positivo quando 
ligados ao oxigênio). 
 
Regra 7: Os halogênios (7A) possuem 
nox geralmente igual a 1- (Exceção: 
cloro (Cl), bromo(Br) e iodo(I) 
apresentam nox positivo quando 
ligados ao oxigênio). 
 
 
 
Regra 8: O ferro(Fe), o cobalto(Co) e o 
níquel(Ni) possuem nox variável, 
podendo ser 2+ ou 3+ 
 
Regra 9: O cobre(Cu) e Mercúrio (Hg) 
têm nox variável, 1+ ou 2+ 
 
Regra 10: O ouro (Au) tem nox 1+ ou 
3+ 
 
Regra 11: O chumbo (Pb) e o Estanho 
(Sn) têm nox variável, 2+ ou 4+ 
 
Regra 12: A carga total de uma 
molécula neutra é SEMPRE ZERO. 
 
 
 
 
Regra 13: O Nox de um íon 
monoatômico é igual a sua carga. 
 
Regra 14: Em um íon composto, a 
soma algébrica dos nox dos átomos 
deve ser igual à carga dele. 
 
 
 
Regra 15: Substâncias simples (são 
aquelas formadas por um único 
elemento) têm nox igual a ZERO! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
NÍVEL BÁSICO 
 
1. (Ufjf-pism 1 2017) O selênio quando 
combinado com enxofre forma o sulfeto de 
selênio, substância que apresenta 
propriedades antifúngicas e está presente 
na composição de xampus anticaspa. Qual 
o tipo de ligação química existente entre os 
átomos de enxofre e selênio? 
a) Covalente. 
b) Dipolo-dipolo. 
c) Força de London. 
d) Iônica. 
e) Metálica. 
 
2. (Famerp 2017) A ligação química 
existente entre os átomos de cloro na 
molécula do gás cloro é do tipo covalente 
a) dupla apolar. 
b) simples polar. 
c) tripla apolar. 
d) simples apolar. 
e) tripla polar. 
 
3. (G1 - cftmg 2017) Os metais têm, 
geralmente, temperaturas de fusão e 
vaporização elevadas, o que indica que as 
forças de coesão entre os átomos são 
intensas. Essa grande força entre os 
átomos é explicada por um modelo no qual 
os elétrons de valência do metal 
movimentam-se livremente por uma rede 
formada por íons positivos, mantendo uma 
distribuição média uniforme. 
Barros, Haroldo L. C., Forças 
Intermoleculares Sólido Soluções, Belo 
Horizonte, 1993. 
 
 
A sequência de substâncias formadas por 
ligações metálicas é 
a) 2Au, Pt, N e Zn. 
b) Na, Cu, Ag e 4P . 
c) Pd, K, Mg e Ca. 
d) grafitaAg, Pt, C e Ni. 
 
4. (Upe-ssa 1 2017) 2016, ano de 
Olimpíadas, todos os atletas vieram ao Rio 
de Janeiro, em busca da medalha de ouro. 
Mas o que poucas pessoas sabem é que a 
medalha olímpica não é feita inteiramente 
de ouro: ela possui apenas 1,34% do metal 
dourado em sua composição. 
 
Além do alto valor de mercado, que outra 
propriedade do ouro determina essa 
decisão? 
a) Baixa rigidez 
b) Alta densidade 
c) Baixa reatividade 
d) Alta eletronegatividade 
e) Alta condutividade térmica 
 
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO: 
Leia o texto para responder à(s) 
questão(ões) a seguir. 
 
Cinco amigos estavam estudando para a 
prova de Química e decidiram fazer um 
jogo com os elementos da Tabela 
Periódica: 
 
- cada participante selecionou um isótopo 
dos elementos da Tabela Periódica e 
anotou sua escolha em um cartão de 
papel; 
- os jogadores Fernanda, Gabriela, Júlia, 
Paulo e Pedro decidiram que o vencedor 
seria aquele que apresentasse o cartão 
contendo o isótopo com o maior número 
de nêutrons. 
 
Os cartões foram, então, mostrados pelos 
jogadores. 
 
56 16 40 7 35
26 8 20 3 17
PedroFernanda Gabriela Júlia Paulo
Fe O Ca Li Cl 
 
 
5. (Fatec 2017) A ligação química que 
ocorre na combinação entre os isótopos 
apresentados por Júlia e Pedro é 
a) iônica, e a fórmula do composto formado 
é CaC .l 
b) iônica, e a fórmula do composto formado 
é 2CaC .l 
c) covalente, e a fórmula do composto 
formado é C Ca.l 
d) covalente, e a fórmula do composto 
formado é 2Ca C .l 
e) covalente, e a fórmula do composto 
formado é 2CaC .l 
 
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO: 
Leia o texto para responder à(s) 
questão(ões) a seguir. 
 
O elemento estrôncio ocorre na natureza 
como componente de dois minerais: a 
estroncianita, 3SrCO (massa molar 
147,6 g mol), e a celestita, 4SrSO (massa 
molar 183,6 g mol). A partir desses 
minerais são obtidos os sais de estrôncio, 
utilizados na pirotecnia para conferir a cor 
vermelho-carmim intensa a fogos de 
artifício. 
 
 
6. (Famerp 2017) Nos minerais 
estroncianita e celestita, o elemento 
estrôncio se apresenta sob a forma de 
a) íons de carga 1 .+ 
b) íons de carga 1 .− 
c) átomos neutros. 
d) íons de carga 2 .+ 
e) íons de carga 2 .− 
 
7. (G1 - ifce 2016) Os átomos se 
combinam através de ligações químicas 
buscando a estabilidade eletrônica. 
Existem três tipos de ligações químicas, 
sendo elas iônica, covalente e metálica. 
Diante da assertiva, os compostos CsCl e 
BaS são considerados substâncias 
a) covalentes polares. 
b) iônicas. 
c) covalentes apolares. 
d) metálicas. 
e) coloidais. 
 
8. (Ufpa 2016) Na fórmula eletrônica (ou 
de Lewis) da molécula de nitrogênio, o 
número de pares de elétrons 
compartilhados é 
 
Dado: número atômico nitrogênio 7.= 
a) 1. 
b) 2. 
c) 3. 
d) 4. 
e) 5. 
 
9. (G1 - cftmg 2016) Ao reagir um metal 
alcalino-terroso do terceiro período da 
Tabela Periódica dos Elementos com um 
halogênio do segundo período forma-se um 
composto __________ de fórmula 
__________. 
 
Os termos que completam corretamente as 
lacunas são, respectivamente, 
a) iônico e 2MgF . 
b) iônico e 2Na O. 
c) molecular e 2Na S. 
d) molecular e 2MgC.l 
 
10. (G1 - ifsul 2016) O tipo de ligação e a 
fórmula do composto que ocorre ao 
combinarmos átomos dos elementos 
químicos Ca e F são, respectivamente, 
 
a) covalente dativa e 2 2Ca F . 
b) iônica e 2CaF . 
c) covalente normal e CaF. 
d) metálica e 2Ca F. 
 
 
NÍVEL MÉDIO 
 
1. (Fuvest 2019) A reação de água com 
ácido clorídrico produz o ânion cloreto e o 
cátion hidrônio. A estrutura que representa 
corretamente o cátion hidrônio é 
a) 
 
b) 
 
c) 
 
d) 
 
e) 
 
2. (Uece 2019) A nível de ilustração, os 
núcleos dos átomos são considerados ilhas 
mergulhadas em um mar de elétrons. Essa 
comparação nos leva a concluir que se 
trata de uma ligação química 
a) metálica. 
b) iônica. 
c) covalente polar. 
d) covalente apolar. 
 
3. (Ufrgs 2018) Assinale com V 
(verdadeiro) ou F (falso) as afirmações 
abaixo, referentes a compostos 
inorgânicos. 
 
( ) O fosfato de sódio, embora seja 
considerado um composto iônico, 
possui ligações covalentes no íon 
fosfato. 
 
 ( ) Compostos iônicos tendem a ter 
pontos de fusão e ebulição mais 
elevados do que os compostos 
moleculares. 
( ) 2BeF não obedece à regra do octeto. 
 
A sequência correta de preenchimento dos 
parênteses, de cima para baixo, é 
a) V – V – V. 
b) V – V – F. 
c) V – F – F. 
d) F – F – V. 
e) F – F – F 
 
4. (Fuvest 2018) 
 
 
Analise a tabela periódica e as seguintes 
afirmações a respeito do elemento químico 
enxofre (S) : 
 
I. Tem massa atômica maior do que a do 
selênio (Se). 
II. Pode formar com o hidrogênio um 
composto molecular de fórmula 2H S. 
III. A energia necessária para remover um 
elétron da camada mais externa do 
enxofre é maior do que para o sódio 
(Na). 
IV. Pode formar com o sódio (Na) um 
composto iônico de fórmula 3Na S. 
 
São corretas apenas as afirmações 
a) I e II. 
b) I e III. 
c) II e III. 
d) II e IV. 
e) III e IV. 
 
5. (G1 - cps 2017) Em Música, usam-se as 
partituras como meio de registro e guia 
para permitir tocar a peça musical como o 
compositor a criou. Em Química, utilizam-
se protocolos experimentais como registro 
de um método procedimental predefinido 
para a implementação de experiências. 
 
Numa partitura existem notas musicais... 
Poderiam as reações químicas ser 
traduzidas por notas musicais? 
 
Na imagem temos uma analogia entre os 
instrumentos musicais e os equipamentos 
de laboratório. Observamos que as notas 
musicais escapam de um dos instrumentos, 
assim como uma substância gasosa 
escaparia de um recipiente aberto, em um 
experimento químico. 
 
 
 
Um exemplo de substância que, em 
temperatura ambiente, se comportaria 
como as notas musicais na figura é o 
a) dióxido de carbono. 
b) hidróxido de sódio. 
c) cloreto de sódio. 
d) dióxido de silício. 
e) zinco. 
 
6. (G1 - cftrj 2017) A configuração 
eletrônica 23s representa os elétrons da 
camada de valência de um elemento 
químico A. Este elemento combina-se com 
um elemento B que apresenta número de 
massa 80 e 45 nêutrons. O tipo de 
ligação e a fórmula resultante dessa 
combinação serão, respectivamente: 
a) iônica, 2A B; 
b) covalente, 2AB ; 
c) iônica, 2AB ; 
d) covalente, 2A B. 
 
7. (Ufrgs 2017) Os elementos X, Y e Z 
apresentam as seguintes configurações 
eletrônicas: 
 
2 2 6 1
2 2 6 2 5
2 2 6
X 1s 2s 2p 3s
Y 1s 2s 2p 3s 3p
Z 1s 2s 2p
 
 
A respeito desses elementos, pode-se 
afirmar que 
a) X e Y tendem a formar ligação iônica. 
b) Y e Z tendem a formar ligação 
covalente. 
c) X não tende a fazer ligações nem com 
Y nem com Z. 
d) dois átomos de X tendem a fazer 
ligação covalente entre si. 
e) dois átomos de Z tendem a fazer 
ligação iônica entre si. 
 
8. (Uece 2017) O quadro a seguir contém 
as cores das soluções aquosas de alguns 
sais. 
 
Nome Fórmula Cor 
Sulfato de 
Cobre (II) 4
CuSO Azul 
Sulfato de 
Sódio 2 4
Na SO Incolor 
Cromato de 
Potássio 2 4
K CrO Amarela 
Nitrato de 
Potássio 3
KNO Incolor 
 
Os íons responsáveis pelas cores amarela 
e azul são respectivamente 
a) 24CrO
− e 24SO .
− 
b) K+ e 2Cu .+ 
c) 24CrO
− e 2Cu .+ 
d) K+ e 24SO .
− 
 
9. (Ime 2017) No esboço da Tabela 
Periódica abaixo estão discriminados os 
números de nêutrons dos isótopos mais 
estáveis de alguns elementos. 
 
 
 
Considere agora um composto iônico 
binário, em que: 
 
 
 
I. o cátion, de carga 2,+ possui 12 
prótons; 
II. o ânion, de carga 3,− possui 10 
elétrons. 
 
A massa de 1mol deste composto é 
aproximadamente igual a: 
a) 38 g 
b) 100 g 
c) 122 g 
d) 90 g 
e) 50 g 
 
10. (Fuvest 2016) Existem vários modelos 
para explicar as diferentes propriedades 
das substâncias químicas, em termos de 
suas estruturas submicroscópicas. 
 
Considere os seguintes modelos: 
 
I. moléculas se movendo livremente; 
II. íons positivos imersos em um “mar” de 
elétrons deslocalizados; 
III. íons positivos e negativos formando 
uma grande rede cristalina tridimensional. 
 
Assinale a alternativa que apresenta 
substâncias que exemplificam, 
respectivamente, cada um desses 
modelos. 
 
 I II III 
a) gás nitrogênio 
ferro 
sólido 
cloreto de 
sódio 
sólido 
b) água líquida 
iodo 
sólido 
cloreto de 
sódio 
sólido 
c) gás nitrogênio 
cloreto 
de sódio 
sólido 
iodo sólido 
d) água líquida 
ferro 
sólido 
diamante 
sólido 
e) gás metano 
água 
líquida 
diamante 
sólido 
 
 
 
 
NÍVEL ENEM 
 
1. (Enem 2018) Alguns materiais sólidos 
são compostos por átomos que interagem 
entre si formando ligações que podem ser 
covalentes, iônicas ou metálicas. A figura 
apresenta a energia potencial de ligação 
em função da distância interatômica em um 
sólido cristalino. Analisando essa figura, 
observa-se que, na temperatura de zero 
kelvin, a distância de equilíbrio da ligação 
entre os átomos 0(R ) corresponde ao valor 
mínimo de energia potencial. Acima dessa 
temperatura, a energia térmica fornecida 
aos átomos aumenta sua energia cinética e 
faz com que eles oscilem em torno de urna 
posição de equilíbrio média (círculos 
cheios), que é diferente para cada 
temperatura. A distância de ligação pode 
variar sobre toda a extensão das linhas 
horizontais, identificadas com o valor da 
temperatura, de 1T a 4T (temperaturas 
crescentes). 
 
 
 
O deslocamento observado na distância 
média revela o fenômeno da 
a) ionização. 
b) dilatação. 
c) dissociação. 
d) quebra de ligações covalentes. 
e) formação de ligações metálicas. 
 
2. (Enem 2017) No ar que respiramos 
existem os chamados “gases inertes”. 
Trazem curiosos nomes gregos, que 
significam “o Novo”, “o Oculto”, “o Inativo”. 
E de fato são de tal modo inertes, tão 
satisfeitos em sua condição, que não 
interferem em nenhuma reação química, 
não se combinam com nenhum outro 
elemento e justamente por esse motivo 
ficaram sem ser observados durante 
séculos: só em 1962 um químico, depois 
de longos e engenhosos esforços, 
conseguiu forçar “o Estrangeiro” (o 
xenônio) a combinar-se fugazmente com o 
flúor ávido e vivaz, e a façanha pareceu tão 
extraordinária que lhe foi conferido o 
Prêmio Nobel. 
 
LEVI, P. A tabela periódica. Rio de Janeiro: 
Relume-Dumará,1994 (adaptado). 
 
Qual propriedade do flúor justifica sua 
escolha como reagente para o processo 
mencionado? 
a) Densidade. 
b) Condutância. 
c) Eletronegatividade. 
d) Estabilidade nuclear. 
e) Temperatura de ebulição. 
 
 
GABARITO NÍVEL BÁSICO 
 
Resposta da questão 1: 
 [A] 
 
Como ambos são ametais, haverá 
compartilhamento de elétrons, formando 
uma ligação do tipo covalente. 
 
Resposta da questão 2: 
 [D] 
 
A ligação química existente entre os 
átomos de cloro (grupo 17) na molécula do 
gás cloro é do tipo covalente simples apolar 
( )eletronegatividadeC C ; E 0 .Δ− =l l 
 
Resposta da questão 3: 
 [C] 
 
A sequência que envolve apenas 
elementos metálicos(que poderão formar 
uma liga) são: Pd, K, Mg e Ca. 
 
Resposta da questão 4: 
 [A] 
 
O ouro é um metal bastante maleável o que 
dificultaria manter uma forma definida, caso 
a medalha fosse inteiramente de ouro. 
 
Resposta da questão 5: 
 [B] 
 
40 35
20 17
PedroJúlia
Ca Cl 
 
O cálcio pertence ao 2º grupo da Tabela 
Periódica, perdendo 2e− para ficar estável 
e o cloro pertence ao grupo 17 da Tabela, 
necessita de 1e− para ficar estável, assim 
a junção desses elementos irá formar um 
composto iônico de fórmula: 
2
2Ca C CaC
+ − =l l 
 
Resposta da questão 6: 
 [D] 
 
Estroncianita: 
{ { 3
2 2
Sr CO
+ −
 
 
Celestita: 
{ { 4
2 2
Sr SO
+ −
 
 
Resposta da questão 7: 
 [B] 
 
Em geral, compostos que apresentam metais em 
sua fórmula sćo formados por ligaēões iōnicas. 
 
Resposta da questão 8: 
 [C] 
 
A molécula de nitrogênio 2N irá 
compartilhar 3 pares de elétrons, formando 
uma tripla ligação. 
 
 
 
Resposta da questão 9: 
 [A] 
 
Um metal alcalino terroso, pode doar 2 
elétrons para se estabilizar enquanto um 
halogênio, precisa receber apenas 1 
elétron para completar 8 elétrons em sua 
camada de valência. 
A ligação entre um metal (alcalino terroso) 
e um ametal (halogênio) forma uma ligação 
iônica. 
 
Resposta da questão 10: 
 [B] 
 
A ligação ocorre entre um metal (Ca) e um 
ametal (F), formando, portanto, uma 
ligação iônica, ou seja, o cálcio doa 2 
elétrons e cada flúor recebe 2 elétrons na 
ligação. 
 
2
2
Ca F
 
CaF
+ −
⇓ 
 
 
 
GABARITO NÍVEL MÉDIO 
 
Resposta da questão 1: 
 [A] 
 
2 3HC H O H O C
+ −+ → +l l 
 
O cátion hidrônio 3(H O )
+ pode ser 
representado por: 
 
 
 
Resposta da questão 2: 
 [A] 
 
A analogia citada no enunciado da questão 
descreve (em vários materiais didáticos do 
ensino médio) a ligação metálica. 
 
Resposta da questão 3: 
 [A] 
 
Verdadeiro. O fosfato de sódio ( )3 4Na PO , 
embora seja considerado um composto 
iônico, possui ligações covalentes no íon 
fosfato. 
 
 
 
Verdadeiro. Compostos iônicos tendem a 
ter pontos de fusão e ebulição mais 
elevados do que os compostos 
moleculares, apesar disto não ser uma 
verdade absoluta. 
 
Verdadeiro. 2BeF não obedece à regra do 
octeto, pois o berílio estabiliza com quatro 
elétrons de valência. 
 
 
 
Resposta da questão 4: 
 [C] 
 
[I] Incorreta. O enxofre (S) tem massa 
atômica menor do que a do selênio (Se)
, pois está localizado no mesmo grupo, 
porém num período acima na 
classificação periódica. 
 
[II] Correta. O enxofre (S) é um ametal que 
pode formar com o hidrogênio um 
composto molecular de fórmula 2H S, 
pois apresenta seis elétrons de valência 
(grupo 16) e pode compartilhar dois 
destes. 
 
 
 
[III] Correta. Tanto o enxofre (S) como o 
sódio (Na) estão localizados no 
terceiro período da classificação 
periódica. Quanto mais a direita num 
mesmo período, maior a carga nuclear 
e, consequentemente, a energia de 
ionização. 
 
[IV] Incorreta. Pode formar com o sódio 
(Na) um composto iônico de fórmula 
2Na S. 
2
2
2
Na (grupo 1) Na
S (grupo 16) S
Na Na S Na S
+
−
+ + −
⇒
⇒
⇒
 
 
Resposta da questão 5: 
 [A] 
 
Um exemplo de substância que, em 
temperatura ambiente, se comportaria 
como as notas musicais na figura é o 
dióxido de carbono 2(CO ) ou gás 
carbônico, que é um composto molecular e 
“escaparia” num sistema aberto nas 
condições descritas no enunciado da 
questão. 
 
Resposta da questão 6: 
 [C] 
 
2 2 6 2A 1s 2s 2p 3s ,= pertence ao 2º grupo 
da tabela periódica, os elementos dessa 
família perdem 2e− para ficar estável: 2A+ 
 
2 2 6 2 6 2 10 5
35
A Z N
Z 80 45
Z 35
B 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
= +
= −
=
=
 
 
B pertence, ao grupo 17 da tabela 
periódica, os elementos dessa família 
recebem 1e− para ficarem estáveis: B .− 
 
Assim, a junção de A e B será uma 
ligação iônica, formada entre um elemento 
que doa elétrons (metal) e um elemento 
que recebe elétrons (ametal) do tipo: 
2 1
2A B AB .
+ − = 
 
Resposta da questão 7: 
 [A] 
 
{
2 2 6 1
Metal
alcalino
2 2 6 2 5
Halogênio
2 2 6
Gás nobre
X 1s 2s 2p 3s
Y 1s 2s 2p 3s 3p X e Y tendem a formar ligação iônica (X Y ).
Z 1s 2s 2p
+ −











14 2 43
14 2 43
 
 
Resposta da questão 8: 
 [C] 
 
Íons de metais de transição em solução 
aquosa são, entre outras possibilidades, 
responsáveis pelas cores das soluções. 
Neste caso: 
{
2 2
4
AzulAmarela
CrO ; Cu .− +1 2 3 
 
Resposta da questão 9: 
 [B] 
 
[I] O cátion 2(C ),+ de carga 2+ (grupo 2), 
possui 12 prótons. 
12 prótons 12 nêutrons (vide tabela) 24 núcleons 24 u 24 g mol+ = ⇒ ⇒ 
 
[II] O ânion 3(A ),− de carga 3− (grupo 15), 
possui 10 elétrons; 7 elétrons no 
átomo, ou seja possui 7 prótons. 
7 prótons 7 nêutrons (vide tabela) 14 núcleons 14 u 14 g mol+ = ⇒ ⇒ 
 
2 3
3 2
3 2
C A C A
C A 3 24 2 14 100 g mol
+ − ⇒
= × + × =
 
 
Resposta da questão 10: 
 [A] 
 
Análise dos modelos: 
[I] Moléculas se movendo livremente: 
estado gasoso. 
[II] Íons positivos imersos em um “mar” de 
elétrons deslocalizados: ligação metálica. 
[III] Íons positivos e negativos formando 
uma grande rede cristalina tridimensional: 
ligação iônica. 
 
Conclusão: 
[I] Gás nitrogênio 2(N ). 
[II] Ferro sólido (Fe). 
[III] Cloreto de sódio sólido (NaC ).l 
 
GABARITO NÍVEL ENEM 
 
Resposta da questão 1: 
 [B] 
 
 
 
Quanto maior o valor da temperatura, maior 
o grau de agitação das espécies químicas, 
ocorrendo, assim, um distanciamento. 
Pode-se verificar, a partir das figuras, que 
as distâncias interatômicas aumentam, ou 
seja, que ocorre dilatação. 
 
Resposta da questão 2: 
 [C] 
 
De acordo com o texto só em 1962 um 
químico, depois de longos e engenhosos 
esforços, conseguiu forçar “o Estrangeiro” 
(o xenônio) a combinar-se fugazmente com 
o flúor ávido e vivaz, e a façanha pareceu 
tão extraordinária que lhe foi conferido o 
Prêmio Nobel. 
Este trecho descreve a elevada 
eletronegatividade do flúor, capaz de 
formar 4XeF .