Apostila Ligações Químicas

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LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
 
 
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MÓDULO 
 
 
Introdução 
 
 
 Há muito tempo os cientistas sabem que a chave 
para interpretar as propriedades de uma substância é 
primeiramente reconhecer e compreender a sua 
estrutura e o tipo de ligações químicas envolvidas em sua 
formação. A estrutura se refere à maneira como os 
átomos se arranjam no espaço, e o tipo de ligação química 
define quais forças mantêm os átomos adjacentes juntos. 
A natureza da ligação química é revelada a partir 
da estrutura eletrônica dos átomos, mostrando como esta 
afeta as propriedades macroscópicas das substâncias. Os 
três tipos de ligações químicas, consideradas fortes, são 
ligação iônica, ligação covalente e ligação metálica. 
Com o modelo atômico de Dalton fortaleceu-se 
uma ideia que vigorava havia alguns anos: todos os 
materiais da natureza são formados por átomos ligados 
uns aos outros. 
Mas as primeiras explicações satisfatórias sobre 
a natureza das uniões entre os átomos foram elaboradas 
com o estudo de átomos que não se ligavam entre si: os 
gases nobres. Os gases nobres foram também chamados 
de raros e inertes. Entretanto, esses nomes se tornaram 
impróprios, pois, além de não serem elementos tão raros, 
a partir de 1962 foram sintetizados vários compostos de 
criptônio e xenônio. 
Os químicos Walther Kossel (alemão; 1888-1956) 
e Gilbert Lewis (norte-americano; 1875-1946), em 
trabalhos independentes afirmaram que os gases nobres 
eram estáveis porque apresentavam seus níveis de 
valência completos. Verificou-se depois que esses gases, 
exceto o hélio (1s2) possuíam oito elétrons no último nível 
(ns2np6). 
Com essas observações formulou-se a regra do 
octeto: 
 
Os átomos unem-se com a tendência de adquirir 
configuração eletrônica de um gás nobre. 
 
Obs: essa regra funciona bem para muitos compostos, 
mas há inúmeras exceções. 
 Quando os átomos se ligam, apenas os seus 
níveis de valência estão em contato. Por essa razão, 
quando estudamos a ligação química interessam-nos 
fundamentalmente os elétrons de valência dos átomos. 
Lewis também apresentou uma maneira prática 
de representar os elétrons de valência de um átomo. O 
núcleo do átomo e os seus elétrons internos são 
representados pelo símbolo do elemento. Até quatro 
elétrons de valência por pontos de maneira 
independente, em torno do símbolo. Se existem mais de 
quatro elétrons de valência, estes devem ser 
representados formando pares com elétrons já presentes. 
Esse tipo de representação é conhecido como símbolo de 
Lewis. 
 
 
 
Ligação Iônica 
 
A ligação iônica é a força eletrostática que 
mantém os íons ligados num composto iônico. 
Geralmente, metais com baixa energia de 
ionização e ametais com alta eletronegatividade (ou 
hidrogênio) estabelecem ligação iônica. 
Metais têm tendência de perder elétrons, 
formando cátions. Já os ametais têm tendência de ganhar 
elétrons, formando ânions. Assim, ocorre a transferência 
de elétrons dos átomos do metal para os átomos do 
ametal, com a consequente formação de íons positivos 
(cátions) e íons negativos (ânions). 
 
CUIDADO!!! A ligação iônica não é a transferência de 
elétrons do metal para o ametal. 
 
Na prática, uma reação não envolve apenas dois 
átomos, mas um número enorme de átomos, de modo 
que no final teremos um aglomerado envolvendo um 
número enorme de íons. Sendo assim, a ligação iônica 
apresenta caráter multidirecional, ou seja, todos os 
cátions atraem todos os ânions ao mesmo tempo, o que 
justifica a grande força da ligação. 
 
 
 
 
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ATENÇÃO!!! Nem sempre metal + ametal → ligação iônica 
 
 Segundo Linus Pauling, o composto será iônico 
toda vez que a diferença unitária entre as 
eletronegatividades dos átomos ligantes for maior ou 
igual a 1,7. 
 O cloreto de alumínio (AlCl3) é uma substância 
formada por metal (Al) e ametal (Cl). Entretanto, a 
diferença de eletronegatividade entre os dois elementos 
não é grande o suficiente para que ocorra a transferência 
de elétrons, o que impossibilita a formação de íons. A 
eletronegatividade do Al é próxima de 1,5 e a do Cl é 
próxima de 3,0, o que significa que a diferença de 
eletronegatividade entre eles é de 1,5. Além disso, 
quando comparado aos demais metais, o alumínio 
apresenta alta energia de ionização, o que torna mais 
difícil a remoção de seus elétrons para que seja formado 
o cátion. Dessa forma, a ligação entre o Al e o Cl é 
considerada covalente e não iônica. 
 
Formação do NaCl 
 
Vamos analisar os fundamentos da ligação iônica 
estudando o cloreto de sódio: 
 
 
 
Nesse exemplo, o átomo de sódio cede 
definitivamente 1 elétron ao átomo de cloro. Desse modo, 
forma-se um íon positivo (cátion Na+) e um íon negativo 
(ânion Cl-), ambos com o octeto completo, ou seja, com a 
configuração de um gás nobre (no caso, neônio e argônio, 
respectivamente). 
Os íons Na+ e Cl- possuem cargas elétricas 
opostas; portanto se atraem mutuamente. Essa atração 
mantém os íons unidos na proporção de 1:1, formando 
uma substância muito conhecida, o cloreto de sódio 
(comercializado como sal de cozinha), representado pela 
fórmula NaCl. Tal união é chamada de ligação iônica 
(alguns a denominam ligação eletrovalente) e o composto 
formado é eletricamente neutro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Representação esquemática do 
retículo cristalino iônico do cloreto 
de sódio. Os íons estão 
representados, sem escala, por 
esferas, em cores fantasiosas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Estabilidade do composto iônico 
 
Para se compreender melhor os compostos 
iônicos, deve-se observar com mais detalhes todos os 
aspectos energéticos de sua formação. 
O sódio metálico reage vigorosamente com o 
cloro gasoso para produzir o cloreto de sódio. Por 
comodidade vamos imaginar que a reação ocorre em 
etapas sucessivas: 
 
 
 
 
 
 
 
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A formação dos octetos de elétrons nos íons Na+ 
e Cl- não é o que estabiliza o NaCl, já que o processo ocorre 
com aumento da energia do sistema. A estabilidade do 
composto formado é justificada pela grande quantidade 
de energia liberada na formação da ligação iônica (energia 
de rede). 
 
A formação da ligação ocorre com liberação 
de energia. Logo, o sistema fica mais estável. 
 
Energia de Rede 
 
A energia de rede é definida como a energia 
liberada na formação de um mol de um composto iônico 
sólido cristalino quando os íons se combinam na fase 
gasosa. Para compostos iônicos, a energia de rede é uma 
medida da estabilidade. 
 A energia de rede não pode ser medida 
diretamente. No entanto, se conhecermos a estrutura e a 
composição de um composto iônico, podemos calcular a 
energia de rede do composto iônico através da lei de 
Coulomb, a qual estabelece que a energia potencial entre 
dois íons é proporcional ao produto das suas cargas e 
inversamente proporcional à distância de separação entre 
elas. 
E = K Q+Q-/d 
 
Como a energia = força . distância, a lei de 
Coulomb também pode ser enunciada como 
 
 
 
Nessa equação, K é uma constante, Q+ e Q- são 
as cargas dos íons e d é chamada de separação entre os 
íons. O valor d pode ser entendido como a distância média 
entre os centros de carga dos íons. 
Quanto maiores forem os módulos das cargas 
dos íons de cargas opostas (Q+ e Q-), maior será a força 
eletrostática atrativa entre eles. Desse modo, íons de 
maior carga sofrem um maior abaixamento de energia 
quando se aproximam para formar ligação iônica. É 
natural que se gastem maiores quantidades de energia na 
formação de íons isolados de maior carga a partir dos 
compostos iônicos correspondentes. 
O óxido de cálcio, por exemplo, que tem cátions 
e ânions bivalentes, tem entalpia de rede igual a 3 461 
kJ.mol–1. Esse valor é muito mais elevado que a entalpia 
de rede do cloreto de sódio: 787 kJ.mol–1. Isso se deve ao 
fato de que este tem íons monovalentes, ou seja, de 
menor carga em relação àquele. É importante dizer que 
os dois compostos possuem uma semelhançamuito 
grande em suas redes cristalinas e no tamanho dos seus 
íons. 
Quanto menores forem os raios dos íons de 
cargas opostas, maior será a entalpia de rede do 
composto iônico. Quando os raios iônicos são menores, a 
separação entre os íons (d) é menor, o que determina 
aumento da força eletrostática atrativa. Veja, por 
exemplo, a ordem crescente nas entalpias de rede, em 
kJ.mol–1, dos haletos de potássio à medida que os raios 
iônicos dos ânions vão diminuindo: 
 
 
 
Propriedades das Substâncias 
Iônicas 
 
• A 25ºC e 1 atm, geralmente as substâncias 
iônicas são sólidas. 
A forte atração entre os íons favorece a coesão e garante 
um estado físico mais agregado. Entretanto, existem 
líquidos iônicos. A ligação iônica é mais fraca nessas 
substâncias, o que dificulta a formação de retículos 
cristalinos. A menor intensidade da atração se deve às 
pequenas cargas e ao grande volume dos íons, o que 
aumenta a distância internuclear e enfraquece a ligação 
iônica. A figura a seguir representa um composto i^nico 
líquido nas condições ambiente. 
 
 
 
• Os compostos iônicos são duros e quebradiços. 
São duros devido à forte atração entre os íons. São 
quebradiços porque quando aplicamos uma pressão 
sobre uma amostra de um composto iônico, os íons de 
mesmo sinal se aproximam e se repelem, fragmentando o 
cristal. 
 
 
 
 
 
 
 
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• Apresentam altas temperaturas de fusão e 
ebulição, por causa da grande intensidade das forças de 
atração entre os íons. 
 
• Quando sólidos os compostos iônicos não 
conduzem eletricidade, mas quando fundidos se tornam 
bons condutores elétricos. A fusão desmancha o retículo 
cristalino e forma-se um líquido com íons livres. 
 
• Quando um sólido iônico se dissolve em água, o 
retículo cristalino desfaz-se e os íons ficam livres fazendo 
com que soluções aquosas de compostos iônicos sejam 
condutoras de eletricidade. 
 
 
 
Solubilidade 
 
Uma substância se dissolve em outra quando 
suas unidades estruturais ligam-se eficientemente entre 
si. No processo de dissolução as interações soluto-soluto 
e solvente-solvente são, pelo menos em parte, 
substituídas por interações soluto-solvente. 
As etapas da dissolução de uma substância são: 
 
Etapa 1: são quebradas ligações entre as unidades 
estruturais do soluto (etapa que absorve energia). 
Etapa 2: são quebradas ligações entre as unidades 
estruturais do solvente (etapa que absorve energia). 
Etapa 3: são formadas ligações entre as unidades 
estruturais do soluto e do solvente (etapa que libera 
energia). 
 
 Para que a dissolução seja energeticamente 
favorável, é necessário que: 
 
• A intensidade das interações soluto-solvente seja 
igual ou muito semelhante à intensidade das 
interações no soluto e no solvente. 
• A intensidade das interações soluto-solvente seja 
maior que a intensidade das interações no soluto 
e no solvente. 
• O número de interações soluto-solvente seja 
maior que o número de interações no soluto e no 
solvente. 
 
Exemplo: Sabemos que o NaCl(s) dissolve-se em água. 
Quando uma substância iônica dissolve-se em água, os 
íons abandonam a superfície do cristal e difundem-se pela 
água ligados às moléculas do solvente. Durante a 
dissolução os cátions são atraídos pelo pólo negativo da 
molécula de água e os ânions pelo pólo positivo. 
O que favorece a dissolução do cloreto de sódio 
em água é a interação dos íons sódio e cloreto com as 
moléculas de água (íon-dipolo). A formação dessas 
interações entre as partículas do soluto e do solvente leva 
à quebra da ligação entre as partículas do cloreto de 
sódio. Os íons sódio e cloreto ficam solvatados pelas 
moléculas de água. Por meio do processo de solvatação os 
íons ficam envoltos, interagindo com várias moléculas de 
água. 
 
 
 
Um íon ligado às moléculas de água que o 
rodeiam em uma solução é chamado íon hidratado. Em 
um íon hidratado há ligações íon-dipolo. As moléculas de 
água que cercam um íon ajudam a dispersar a carga desse 
íon e servem para impedir que os íons de cargas elétricas 
opostas sofram atração e formem cristais. De certo modo 
o solvente isola os íons uns dos outros e por isso dizemos 
que os íons em solução aquosa estão livres. 
A alta constante dielétrica da água, que favorece 
a quebra das ligações iônicas, faz diminuir ainda mais as 
forças atrativas entre íons. Isso favorece a solubilidade. A 
grande capacidade da água de formar com os íons ligações 
íon-dipolo é o fator mais importante na solubilidade das 
substâncias iônicas. As ligações íon-dipolo, embora mais 
fracas do que as ligações iônicas quebradas, são mais 
numerosas e isso estabiliza os íons dissolvidos e favorece 
a dissolução. 
A capacidade de dissolução de um sal em água é 
fortemente influenciada pela entalpia de dissolução, que 
representa o calor envolvido na dissolução de uma 
substância em um dado solvente à pressão constante, e 
pode ser determinada pelo balanço energético das etapas 
 
 
 
 
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teóricas envolvidas na formação da solução. A energia 
resultante nesse processo pode ser calculada por: 
 
Hsol = Hrede + Hsolv 
 
O Esquema a seguir ilustra um processo de 
dissolução exotérmica. Nesta situação, a energia de rede 
é superada pela entalpia de solvatação. As interações 
soluto-soluto (íon-íon) e solvente-solvente (dipolo-dipolo) 
são menos intensas que o somatório de todas as 
interações soluto-solvente (íon-dipolo). A entalpia de 
dissolução será negativa (solH < 0). Macroscopicamente 
registra-se um aumento na temperatura. Processos desta 
natureza tendem a ser espontâneos. 
 
 
 
Em muitos casos, a entalpia de dissolução para 
compostos iônicos em água é positiva (solH > 0). Quando 
isso ocorre, a espontaneidade da dissolução é justificada 
pelo aumento da desordem. 
 
 
 
 
 
Regras de solubilidade em água 
para os compostos iônicos 
 
 
 
Fórmulas das Substâncias Iônicas 
 
Existe uma forma gráfica bastante simples para 
representar as substâncias iônicas. É o modelo proposto 
por Lewis. 
 
 
 
 
 
 
 
Normalmente, os químicos representam as 
substâncias iônicas utilizando simplesmente a fórmula 
mínima ou íon-fórmula, que indica a proporção dos 
constituintes das substâncias e não suas quantidades. No 
 
 
 
 
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caso do óxido de alumínio (Al2O3) a proporção é de 2 
cátions par 3 ânions. 
Para definir a fórmula mínima de uma substância 
iônica, devemos considerar que as substâncias são 
sempre eletricamente neutras, ou seja, o total de cargas 
positivas será sempre igual ao de negativas. Um método 
prático para determinar a fórmula mínima, é multiplicar o 
número de cátions pelo módulo da carga do ânion e o 
número de ânions pelo módulo da carga do cátion. O 
esquema abaixo mostra como isso pode ser feito: 
 
 
 
Existem substâncias iônicas que são formadas 
por grupamentos iônicos, ou seja, íons constituídos por 
mais de um átomo. Esses íons possuem ligações 
covalentes em sua estrutura, mas, em muitos casos, se 
comportam como se fossem íons simples. Podemos 
prever a fórmula de compostos formados por esses íons 
se conhecermos a carga deles. 
 
Exemplos: 
 
NH4+ e SO42- → (NH4)2SO4 
Ca2+ e PO43- → Ca3(PO4)2 
Al3+ e NO3– → Al(NO3)3 
 
Ligação Metálica 
 
Sabe – se que ¾ dos elementos da tabela 
periódica são metais. Portanto, é muito importante 
analisarmos a natureza da ligação metálica. Para fazermos 
essa análise, vamos relacionar a natureza e a força da 
ligação às propriedades dos átomos individuais. 
 Os átomos dos elementos metálicos possuem 
baixa energia de ionização e baixa eletronegatividade. 
 A energia de ionização é a energia necessária 
para arrancarmos elétrons do átomo no estado gasoso, e 
a eletronegatividade é a tendência que o átomo possui de 
atrair elétrons numa ligação química. Ou seja, os metais 
têm pouca afinidade por elétrons, o que faz com que os 
elétrons do nível mais externo não estejamfortemente 
presos ao núcleo, o que permite a sua deslocalização, com 
a consequente formação de cátions. Dessa forma, num 
pedaço de metal nós temos vários cátions metálicos 
rodeados por um mar de elétrons. 
 
 
 
Ligação metálica: é a atração entre os cátions do 
metal e a nuvem eletrônica deslocalizada. 
 
Nós vamos adotar um modelo da ligação 
metálica para entendermos algumas propriedades físicas 
dos metais. Podemos considerar um modelo no qual os 
cátions são esferas duras que estão empilhadas. Sabe – se 
que as estruturas de muitos metais podem ser explicadas 
se supusermos que as esferas que representam os cátions 
adotem uma estrutura na qual as esferas empilham – se 
compactamente, com a menor perda de espaço possível, 
como laranjas empilhadas em uma feira. 
 
Propriedades das Substâncias Metálicas 
 
• São compactos na maioria dos casos; 
• São sólidos a 25ºC e 1 atm, exceto o mercúrio 
(Hg) que é líquido; 
• Possuem brilho característico: 
 
Quando a luz incide sobre uma superfície o seu campo 
eletromagnético empurra os elétrons livres para frente e 
para trás o que gera uma onda eletromagnética que 
percebemos como a reflexão da luz incidente. 
 
 
 
• São maleáveis (facilmente transformados em 
lâminas) e dúcteis (facilmente transformados em fios): 
 
 
 
 
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Sob a ação de uma força os cátions são deslocados e os 
elétrons livres respondem seguindo os cátions em sua 
nova posição. 
 
 
 
• A maioria apresenta altas temperaturas de fusão 
e ebulição: 
 
A ligação metálica é relativamente intensa. Sendo assim, 
há a necessidade de uma alta energia térmica para 
desfazê–la. 
 
• São bons condutores de calor: 
 
A mobilidade dos elétrons livres gera movimentos rápidos 
desses elétrons permitindo a propagação de energia 
térmica através de metais. 
 
• São bons condutores de eletricidade: 
 
Sob a ação de uma diferença de potencial os elétrons 
livres se movem rapidamente na direção do maior 
potencial elétrico. 
 
 
 
• Formam ligas com facilidade. 
 
Ligas Metálicas 
 
 As ligas são materiais que são misturas de dois ou 
mais elementos, sendo que pelo menos um deles é metal. 
A pesquisa para o desenvolvimento de novas ligas é 
intensa, pois raramente um metal puro apresenta 
qualidades satisfatórias para aplicações tecnológicas. Por 
exemplo, o ouro puro é muito mole e o ferro oxida – se 
facilmente. 
As estruturas das ligas são mais complicadas do 
que aquelas do metal puro, porque temos que compactar 
juntos dois ou mais tipos de átomos metálicos com raios 
diferentes. O problema do empacotamento agora é como 
o de um lojista tentando empilhar laranjas e melões na 
mesma pilha. 
As ligas tendem a ter menor condutividade 
elétrica e térmica que a do metal puro; porém é mais forte 
e dura. Isso porque os átomos do soluto distorcem a 
fórmula do retículo e dificultam o fluxo de elétrons. Como 
o retículo está distorcido, é mais difícil para um plano de 
átomos deslizar por cima do outro. Este movimento 
restrito torna a liga mais dura e mais forte do que seria o 
metal puro. 
As principais ligas são: 
 
Liga Composição 
Aço • Fe 98,5 % 
• C 0,5 a 1,5 % 
• Traços de S, Si e P 
Aço inox • Aço 74 % 
• Cr 18 % 
• Ni 18 % 
Solda 
elétrica 
• Pb 67 % 
• Sn 33 % 
Ouro 18 
quilates 
• Au 75 % 
• Cu 12,5 % 
• Ag 12,5 % 
Bronze • Cu 90 % 
• Sn 10 % 
Latão • Cu 67 % 
• Zn 33 % 
Amálgama • Hg, Ag, Cd, Cu, Sn, Au 
(percentuais variados, com a 
predominância do Hg) 
 
Existem dois tipos de ligas, dependendo do tipo 
de soluto: 
 
Liga Substitucional 
 
Os átomos de um metal são substituídos por 
átomos de um outro metal, com a mínima distorção na 
estrutura do cristal original. Os dois elementos possuem 
átomos com raios atômicos similares. 
 
Exemplo: latão (Cu e Zn) 
 
 
 
 
 
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Liga Intersticial 
 
Os elementos possuem átomos com raios 
atômicos bem diferentes, sendo que o do soluto deve ser 
menor para se encaixar nos interstícios, buracos do 
retículo do metal. 
 
Exemplo: aço (Fe e C) 
 
 
 
Teoria da Bandas Eletrônicas 
 
Em estruturas de moléculas como o benzeno, 
alguns elétrons estão deslocalizados ou distribuídos por 
vários átomos. A ligação metálica pode ser pensada de 
maneira similar. Os orbitais atômicos de um átomo 
metálico superpõem-se aos dos vários átomos vizinhos 
mais próximos que, por sua vez, superpõem-se aos 
orbitais de vários outros átomos. 
A superposição ou interpenetração de orbitais 
atômicos leva à formação de orbitais moleculares. O 
número de orbitais moleculares é igual ao número inicial 
de orbitais atômicos que se superpõem. Em um 
material metálico, o número de orbitais atômicos que 
interagem é muito grande, o que origina um número 
elevado de orbitais responsáveis pela ligação metálica. 
Á medida que a superposição de orbitais atômicos 
ocorre, forma-se a combinação de orbitais ligantes e 
antiligantes. As energias desses orbitais localizam-se em 
intervalos pouco espaçados na faixa de energia entre os 
orbitais de mais alta e mais baixa energia. Consequentemente, 
a interação de todos os orbitais atômicos de valência de 
cada átomo metálico com todos os outros adjacentes 
origina um grande número de orbitais que se estendem por 
um monocristal metálico inteiro. 
As diferenças de energia entre esses orbitais 
são tão minúsculas que, para efeitos práticos, 
podemos pensar no conjunto de orbitais como uma 
banda contínua de estados de energia permitidos, 
às quais chamamos de bandas eletrônicas ou bandas de 
energia. A figura a seguir esquematiza essa situação. 
ICA 
 
Ilustração esquemática de como o número de orbitais moleculares aumenta e 
seus espaçamentos de energia diminuem à medida que o número de átomos 
que interagem aumenta. Nos metais, essas interações formam uma 
banda aproximadamente contínua de orbitais moleculares 
deslocalizados por toda a rede metálica. O número de elétrons 
disponível não preenche completamente esses orbitais. 
 
Os elétrons disponíveis para as ligações metálicas 
não preenchem completamente os orbitais disponíveis; 
pode-se pensar na banda eletrônica como um recipiente para 
elétrons parcialmente preenchido. O preenchimento 
incompleto das bandas eletrônicas dá origem às 
propriedades tipicamente metálicas. Os elétrons nos 
orbitais próximos ao topo dos níveis ocupados necessitam 
de muito pouca energia para serem promovidos para 
orbitais de energia ainda mais alta, que estão 
desocupados. Sob influência de qualquer fonte de 
excitação, como um potencial elétrico aplicado ou 
absorção de energia térmica, os elétrons passam para 
níveis antes vagos e podem se mover livremente pela rede, 
dando origem à condutividade térmica e elétrica. 
À temperatura de zero Kelvin, os elétrons de 
qualquer material estão contidos na banda de valência, ou 
seja, estão fortemente presos ao átomo. À temperatura 
maior que zero absoluto, os elétrons são excitados, 
ganham energia e vão para a banda de condução. Elétrons 
da banda de condução movem-se livremente pela 
estrutura do material, ou seja, tornam-se elétrons livres. 
Se uma diferença de potencial elétrico for aplicada entre 
dois pontos desse material, haverá circulação de corrente 
elétrica. Os materiais que possuem muitos elétrons livres 
são chamados de condutores elétricos. Nos condutores 
elétricos a banda de condução se sobrepõe à banda de 
valência. Portanto, a energia para retirar o elétron do 
 
 
 
 
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átomo é mínima. Os metais são os maiores 
representantes desses materiais. 
Nos isolantes elétricos a concentração de 
elétrons livres nos materiais é muito baixa implicando em 
correntes desprezíveis quando o material é submetido à 
diferença de potencial. A banda de condução nos 
materiais isolantes está a um nível de energia muito maior 
que a banda de valência. Isso significa que os elétrons da 
banda de valência necessitam de uma energia muito alta 
para atingir a banda de conduçãoe tornarem-se livres. 
Portanto, nos isolantes não há condução de corrente 
elétrica devido à falta de elétrons livres suficientes. A 
figura seguinte mostra o diagrama de banda de energia 
para um material isolante. A banda de condução está 
bastante afastada da banda de valência. 
A propriedade física característica de um 
semicondutor é que sua condutividade elétrica aumente 
com o aumento de temperatura. À temperatura 
ambiente, as condutividades dos semicondutores são 
tipicamente intermediárias às dos metais e às dos 
isolantes. A linha divisória entre isolantes e 
semicondutores refere-se ao tamanho da energia de 
separação entre as bandas. Os semicondutores são 
basicamente isolantes onde o intervalo de energia entre 
as bandas adjacentes é suficientemente pequeno para 
que a energia térmica promova um pequeno número de 
elétrons da banda de valência cheia para a banda de 
condução vazia. Tanto o elétron promovido para a banda 
de condução como o elétron desemparelhado que 
permanece na banda de valência podem conduzir 
eletricidade. A condutividade dos semicondutores 
aumenta com a temperatura porque, à medida que 
aumenta a temperatura, também aumenta o número de 
elétrons promovidos para a banda de condução. 
 A condutividade elétrica de um semicondutor 
pode ser modificada adicionando-se pequenas 
quantidades de impurezas (outras substâncias). Esse 
processo, chamado dopagem, faz com que o sólido tenha 
poucos ou muitos elétrons para preencher a banda de 
valência. 
Considere o que acontece ao silício quando uma 
pequena quantidade de fósforo ou outro elemento da 
família 5A é adicionada. Os átomos de fósforo substituem 
o silício em posições aleatórias na estrutura. Entretanto, o 
fósforo possui cinco elétrons de valência por átomo, 
comparado com os quatro para o silício. Não existe espaço 
para esses elétrons extras na banda de valência. Eles 
devem em decorrência ocupar a banda de condução, 
como ilustrado na figura a seguir. Esses elétrons de mais 
alta energia têm acesso aos muitos orbitais vagos na 
banda de energia que ocupam e servem como 
transportadores de corrente elétrica. Dessa maneira, 
silício dopado com fósforo é chamado semicondutor do 
tipo n, porque essa dopagem introduz carga negativa 
extra (elétrons) dentro do sistema. 
Se o silício é dopado em vez disso com um 
elemento da família 3A, como o gálio, os átomos de Ga 
que substituem o silício têm um elétron a menos para 
satisfazer as exigências dos átomos de silício vizinhos. A 
banda de valência está assim preenchida de maneira 
incompleta, como ilustrado na figura abaixo. Sob a 
influência de um campo aplicado, os elétrons podem 
mover-se dos orbitais moleculares ocupados para aqueles 
poucos que estão vazios na banda de valência. Um 
semicondutor formado pela dopagem de silício com um 
elemento da família 3A é chamado semicondutor do tipo 
p porque essa dopagem cria sítios vagos de elétrons que 
podem ser imaginados como buracos positivos no 
sistema. 
 
 
 
A – Condutor. Ex: Mg(s) 
B – Isolante. Ex: Cdiamante(s) 
C – Semicondutor. Ex: Si(s) 
D – Semicondutor do tipo n. Ex: Si(s) dopado com As (5A) 
E – Semicondutor do tipo p. Ex: Si(s) dopado com In (3A) 
 
Ligação Covalente 
 
Em 1916, Lewis propôs a Teoria da Ligação 
Covalente: quando dois átomos isolados estivessem 
suficientemente próximos, haveria a formação de um par 
eletrônico, que passaria a pertencer a ambos os átomos 
da ligação. Ou seja, haveria entre eles um 
compartilhamento de elétrons. Essa união entre dois 
átomos por meio de pares de elétrons é chamada de 
ligação covalente. 
 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
10 
MÓDULO 
4 
 
 
A ligação covalente é caracterizada pela união 
entre dois átomos para tornar mais estáveis suas nuvens 
eletrônicas. A diminuição de energia que ocorre na ligação 
resulta de um equilíbrio entre todas as forças de atração 
e repulsão do sistema. 
 
 
 
 Para compreendermos melhor esse fenômeno 
vamos analisar a formação da molécula de H2. 
 
 
 
Quando dois átomos estão afastados (situação I), 
praticamente não existe uma interação entre eles. À 
medida que se aproximam, passam a atuar forças de 
atração e repulsão (situação II). A predominância das 
forças de atração faz com que os átomos de hidrogênio se 
aproximem cada vez mais, diminuindo a energia do 
sistema, até alcançarem uma distância na qual a energia é 
mínima (situação III). Nessa situação há um equilíbrio 
entre as forças de atração e repulsão e os elétrons de cada 
um dos átomos são atraídos igualmente pelos dois 
núcleos. A situação III ocorre a uma certa distância entre 
os núcleos dos dois átomos, chamada de comprimento de 
ligação. Uma maior aproximação entre os átomos 
(situação IV) provocará um aumento da energia do 
sistema, com consequente diminuição da estabilidade. A 
situação III corresponde à formação de uma ligação 
química entre os átomos de hidrogênio. O resultado é a 
formação de uma molécula de hidrogênio (H2). 
 Esse tipo de ligação ocorre entre átomos de 
elementos que possuem alta eletronegatividade e que, 
portanto, têm tendência de ganhar elétrons. Em outras 
palavras, a ligação covalente é característica dos ametais 
e do hidrogênio. 
 
CUIDADO!!! Berílio (Be) e Alumínio (Al) são metais, mas 
podem participar de ligações covalentes. 
 
 
Tipos de Ligação Covalente 
 
 Para entendermos os diversos tipos de ligação 
covalente, vamos usar a representação eletrônica de 
Lewis. 
 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
11 
MÓDULO 
4 
 
 
Cada átomo de cloro possui sete elétrons no nível 
de valência. Entretanto, quando se ligam, eles passam a 
compartilhar dois elétrons, adquirindo estrutura 
semelhante à dos átomos de argônio. Essa é a 
denominada ligação covalente simples, porque há 
compartilhamento de um par de elétrons originários dos 
dois átomos ligantes. 
No caso da molécula de água, temos o 
compartilhamento de elétrons do átomo de oxigênio com 
dois átomos de hidrogênio, obtendo duas ligações 
covalentes simples. 
 
 
 A ligação covalente dupla é resultado do 
compartilhamento de dois pares de elétrons entre dois 
átomos, que pode ser verificada na molécula de dióxido 
de carbono (CO2). 
 
 
 
Já a ligação covalente tripla ocorre quando dois 
átomos compartilham três pares de elétrons, como na 
molécula de nitrogênio (N2). 
 
 
 
Analise agora a representação eletrônica de 
Lewis para o dióxido de enxofre (SO2): 
 
 
 
A diferença entre as estruturas do dióxido de 
carbono e dióxido de enxofre, é que neste os elétrons 
compartilhados em uma das ligações originam-se de um 
só átomo. É a chamada ligação covalente coordenada, que 
antigamente era chamada de ligação covalente dativa. 
 Uma forma mais simples para representar as 
moléculas é através da fórmula estrutural ou de Kekulé, 
que consiste em substituir os pares de elétrons 
compartilhados por traços, sendo que os elétrons não 
compartilhados podem ou não ser representados. 
 
Exemplos: 
 
 
As fórmulas Cl2, H2O, CO2, N2 e SO2 são as 
fórmulas moleculares, que indicam apenas quantos 
átomos de cada elemento químico formam a molécula. 
 Vamos agora entender as ligações covalentes 
usando orbitais. 
 
Ligação Simples 
 
Nesse tipo de ligação o compartilhamento de 
elétrons ocorre pela interpenetração de dois orbitais 
situados num mesmo eixo, o que origina um único orbital 
no qual estará o par eletrônico. Essa ligação é chamada de 
ligação sigma (σ). 
 
 
 
Ligação Dupla 
 
Essa ligação ocorre pelo compartilhamento de 
dois pares eletrônicos, cujo processo de interpenetração 
ocorre em duas etapas: 
 
• Primeiro forma-se uma ligação sigma. 
 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
12 
MÓDULO 
4 
 
 
• Depois os dois orbitais p restantes, em eixos 
paralelos, interpenetram-se e formam a chamada ligação 
pi (π). 
 
 
Ligação Tripla 
 
Nesse caso ocorre uma interpenetração de três 
orbitais p de cada átomo a partir de uma ligação sigma e 
duas pi. 
 
 
 
Observações: 
 
• A ligação simples é mais comprida que a dupla e 
a duplaé mais comprida que a tripla. 
• A ligação pi é mais fraca que a sigma. 
 
Desenhando Estruturas de Lewis 
 
 As estruturas de Lewis podem nos ajudar a 
entender as ligações em muitos compostos e são bastante 
usadas quando discutimos as propriedades das moléculas. 
Desenhar estruturas de Lewis é uma importante 
habilidade que deve ser praticada. Para desenhá-las, 
deve-se seguir os seguintes procedimentos: 
 
1) Some os elétrons de valência de todos os átomos. 
Para um ânion, adicione um elétron para cada carga 
negativa. Para um cátion, subtraia um elétron para cada 
carga positiva. 
2) Escreva os símbolos para os átomos a fim de 
mostrar quais átomos estão ligados entre si e una-os com 
uma ligação simples (dois elétrons). 
3) Complete os octetos dos átomos ligados ao 
átomo central. (Lembre-se que o hidrogênio pode ter 
apenas dois elétrons.) 
4) Coloque qualquer sobra de elétrons no átomo 
central, mesmo que ao fazer isso você provoque mais de 
um octeto. 
5) Se não existem elétrons suficientes para dar ao 
átomo central um octeto, tente ligações múltiplas. Use 
um ou mais dos pares de elétrons não compartilhados dos 
átomos ligados ao átomo central para formar ligações 
duplas ou triplas. (Lembre-se que Be, B e Al podem se 
estabilizar com 4, 6 e 6 elétrons de valência, 
respectivamente). 
6) Se for íon, coloque colchetes e a carga. 
 
Exceções à Regra do Octeto 
 
Apesar de a maioria das substâncias conhecidas 
obedecer à regra do octeto, há um número grande de 
exceções que devem ser cuidadosamente consideradas e 
que são classificadas em três grupos. 
Na grande maioria das moléculas, o número de 
elétrons de valência é par e ocorre um completo 
emparelhamento dos elétrons. Em alguns poucos casos, 
como ClO2, NO e NO2, o número de elétrons é ímpar. 
Portanto, o completo emparelhamento desses elétrons é 
impossível. 
 
 
 
Em outros casos, as ligações se completam com 
menos de 8 elétrons no nível de valência. Isso acontece 
com o berílio (Be), o boro (B) e o alumínio (Al). 
 O berílio, por exemplo, se estabiliza com apenas 
4 elétrons no nível de valência. 
 
 
 
 Já no caso do boro e do alumínio, ocorre 
estabilização com 6 elétrons no nível de valência. 
 
 
 
A terceira e maior classe de exceções consiste em 
moléculas nas quais existem mais de 8 elétrons no nível 
de valência de um átomo. Isso só ocorre quando o átomo 
central é relativamente grande, para que possa acomodar 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
13 
MÓDULO 
4 
tantos elétrons ao seu redor. Por isso, essa exceção é 
chamada expansão do octeto e só aparece em elementos 
do 3º período da Tabela Periódica para baixo. O fósforo 
(P) e o enxofre (S) são exemplos de octeto expandido, 
sendo que o fósforo pode se estabilizar com 10 elétrons 
no nível de valência e o enxofre com 12 elétrons. 
 
Os compostos dos gases nobres também 
apresentam mais de 8 elétrons no nível de valência. 
 
Ressonância 
 
 Algumas moléculas têm estrutura que não são 
expressas corretamente por uma única estrutura de 
Lewis. Como exemplo, considere a molécula de ozônio, 
para a qual podemos desenhar duas estruturas de Lewis 
equivalentes que diferem somente na posição da ligação 
dupla: 
 
 
 
Todas as estruturas são válidas, e todas têm 
exatamente a mesma energia. Entretanto, medidas dos 
comprimentos de ligação mostram que nenhuma 
estrutura sozinha é a estrutura correta. A evidência 
experimental e que todas as ligações do ozônio têm o 
mesmo comprimento. 
 
 
 
Como as ligações são idênticas, o melhor modelo 
para ozônio é uma mistura das duas estruturas de Lewis. 
Esta mistura de estruturas, que é chamada ressonância, é 
indicada por uma seta de duas pontas. 
 A estrutura da mistura é um híbrido de 
ressonância da contribuição das estruturas de Lewis. Os 
elétrons envolvidos em estruturas de ressonância são 
ditos deslocalizados. Dessa forma, a ressonância pode ser 
entendida como uma mistura das estruturas individuais 
de Lewis e não como uma alternância da molécula entre 
as diferentes estruturas. 
 
Observação: 
As substâncias podem ser formadas por mais de 
um tipo de ligação química. Muitos constituintes iônicos 
são formados a partir de grupos de átomos que estão 
unidos por ligação covalente em que uma das ligações foi 
rompida. 
Nesse caso, um dos átomos desse grupo fica com 
um elétron a mais, proveniente da ligação rompida, ou um 
elétron a menos, que foi transferido a outro átomo 
ligante. Quando o átomo que rompeu a ligação covalente 
está ligado a outros átomos por meio de ligações 
covalentes, todo o grupo de átomos a que ele está unido 
passa a ser denominado grupamento iônico. 
Exemplos: 
 
 
 
Arranjo Eletrônico e Geometria 
Molecular 
 
 A teoria das ligações covalentes de Lewis foi 
muito importante para o desenvolvimento da Química, 
mas não explica a disposição dos átomos dentro da 
molécula. 
 Uma das maneiras mais simples e mais usada 
atualmente para prever a forma espacial de uma molécula 
ou íon consiste na utilização da teoria da repulsão dos 
pares de elétrons do nível de valência. Esta teoria foi 
desenvolvida em 1950 pelo cientista Gillespie e em linhas 
gerais afirma que ao redor do átomo central, os pares 
eletrônicos ligantes e os não ligantes se repelem, 
tendendo a ficar tão afastados quanto possível. 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
14 
MÓDULO 
4 
 Com esse afastamento máximo, a repulsão entre 
os pares eletrônicos será mínima e, portanto, a 
estabilidade da molécula ou do íon, como um todo, será 
máxima. 
 As diferentes formas espaciais das moléculas ou 
íons dependem dos domínios de elétrons rodeando o 
átomo central. Em geral um domínio de elétron consiste 
em um par não ligante, uma ligação simples, uma ligação 
múltipla ou um elétron isolado. 
 A distribuição dos domínios de elétrons ao redor 
do átomo central é chamada arranjo eletrônico. A 
geometria molecular é a distribuição dos átomos no 
espaço. Assim, determinamos a geometria molecular de 
uma molécula ou íon a partir de seu arranjo. 
Arranjos fundamentais nos quais as geometrias 
de moléculas e íons são baseadas: 
 
 
 
Quando a molécula ou íon apresenta cinco 
domínios de elétrons, temos duas posições a serem 
consideradas: 
 
Equatoriais: os átomos ligantes ficam nos vértices do 
triângulo. 
Axiais: os átomos ligantes ficam em cima e embaixo. 
 
Qualquer par isolado, que admitimos ser mais 
volumoso que os pares ligantes, ocupa posições 
equatoriais em lugar das axiais, pois estarão mais 
afastados (menor repulsão). 
 
 
 
No octaedro todas as posições são equivalentes. 
Então, se a molécula tiver um par isolado não faz 
diferença qual o vértice que ocupa. Se a molécula tiver 
dois pares isolados, estes ficarão nos lados opostos. 
 
 
 
Para determinar a geometria, deve-se 
considerar, dentre o número total de domínios de 
elétrons, quantos são domínios de elétrons ligantes e 
quantos são não ligantes. Veja a seguir: 
 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
15 
MÓDULO 
4 
 
 
 
 
Observação: 
 
 Considere as moléculas de metano (CH4), amônia 
(NH3) e água (H2O). As três têm arranjos tetraédricos, 
porém os respectivos ângulos de ligação diferem 
ligeiramente: 
 
 
 
 Observe que os ângulos de ligação diminuem à 
medida que o número de pares de elétrons não ligantes 
aumenta. Um par de elétrons ligante é atraído por ambos 
os núcleos dos átomos ligados. Em contrapartida, um par 
não ligante é atraído basicamente por um único núcleo. 
Uma vez que um par não ligante sofre menos atração 
nuclear, seus domínios de elétrons estão mais espalhados 
no espaço do que o de um par ligante, como mostrado na 
figura a seguir: 
 
 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
16 
MÓDULO 
4 
 Como resultado, os domínios de elétrons para 
pares não ligantes exercem forças repulsivas maiores nos 
domínios de elétrons adjacentes e, portanto, tendem a 
comprimir os ângulos de ligação. 
 
Hibridização 
 
Para explicar as geometrias frequentemente 
supomos que os orbitais atômicos em um átomo 
“misturam-se” para formar novosorbitais chamados 
orbitais híbridos, os quais são iguais entre si, mas 
diferentes dos orbitais originais. A diferença destes novos 
orbitais atômicos acontece tanto na geometria (forma) 
como no conteúdo energético. O número dos orbitais 
híbridos obtidos será o mesmo dos orbitais existentes 
antes de serem misturados. Para um melhor 
entendimento tomaremos os exemplos comentados a 
seguir: 
 
Hibridização sp 
 
Os orbitais híbridos sp são formados com um 
orbital s e um orbital p. Conseqüentemente, restam dois 
orbitais p não-hibridizados. Vamos considerar a molécula 
de BeF2 (sabe-se experimentalmente que ela existe) e 
analisar cada item abaixo: 
 
a) A molécula de BeF2 apresenta a estrutura de Lewis 
 
 
 
b) O Be tem uma configuração eletrônica 1s22s2 . 
 
c) Observe que não existem elétrons desemparelhados 
disponíveis para ligações. Entretanto, sabemos (teoria de 
RPENV) que o ângulo de ligação F-Be-F é de 180°. 
 
d) Um elétron de Be é compartilhado com cada um dos 
elétrons desemparelhados do F. Mas como, se vimos 
anteriormente que não existem elétrons 
desemparelhados? 
 
e) Se admitirmos que os orbitais do Be na ligação Be-F 
estão distantes de 180°, então devemos promover um 
elétron do orbital 2s no Be para o orbital 2p para 
obtermos dois elétrons desemparelhados e desta forma 
justificar as duas ligações. Contudo, a geometria ainda não 
estaria explicada porque teremos dois elétrons 
desemparelhados, porém em diferentes níveis de energia. 
 
 
f) Podemos solucionar o problema admitindo que: O 
orbital 2s e um orbital 2p no Be misturam-se para formar 
um orbital híbrido chamado de orbital híbrido sp, no qual 
os lóbulos destes orbitais estão a 180o de distância entre 
si. 
 
 
 
Finalmente, já que somente um dos orbitais 2p do Be foi 
utilizado na hibridização, ainda existem dois orbitais p 
não-hibridizados no Be. 
 
Hibridização sp2 
 
Os orbitais híbridos sp2 são formados a partir da 
hibridização de um orbital s e dois orbitais p, resultando 
na formação de três orbitais híbridos sp2. 
Consequentemente resta um orbital p não-hibridizado. 
Vamos considerar a molécula de BF3 e analisar cada ítem 
abaixo: 
 
a) BF3 apresenta a estrutura de Lewis 
 
 
 
b) B tem uma configuração eletrônica 1s22s22p1 
 
c) Se admitirmos que os orbitais do B na ligação B-F estão 
distantes de 120°, então devemos promover um elétron 
do orbital 2s no B para o orbital 2p para obtermos três 
elétrons desemparelhados e desta forma justificar as três 
ligações. Contudo, a geometria ainda não estaria 
explicada porque teremos três elétrons 
desemparelhados, porém em diferentes níveis de energia. 
Portanto, 
 
 
 
d) Portanto, o orbital 2s e um orbital 2p no B misturam-se 
para formar um orbital híbrido chamado de orbital híbrido 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
17 
MÓDULO 
4 
sp2, no qual os lóbulos destes orbitais estão a 120o de 
distância entre si. 
 
 
e) Os grandes lóbulos dos híbridos sp2 encontram-se em 
um plano trigonal. 
f) Todas as moléculas com arranjo trigonal plano têm 
orbitais sp2 no átomo central. 
 
Hibridização sp3 
 
Os orbitais híbridos sp3 são formados a partir da 
hibridização de um orbital s com três orbitais p. 
Consequentemente, há quatro lóbulos grandes. Vamos 
considerar a molécula de CH4 e analisar cada item abaixo: 
 
a) C tem uma configuração eletrônica 1s22s22p2 
 
b) Se admitirmos que os orbitais do C na ligação C-H estão 
distantes de 109°, então devemos promover um elétron 
do orbital 2s no C para o orbital 2p para obtermos quatro 
elétrons desemparelhados e desta forma justificar as 
quatro ligações. Contudo, a geometria ainda não estaria 
explicada porque teremos quatro elétrons 
desemparelhados, porém em diferentes níveis de energia. 
 
 
 
c) Portanto, o orbital 2s e três orbitais 2p no C misturam-
se para formar quatro orbitais híbridos chamados de sp3 . 
 
 
 
d) Todas as moléculas com arranjos tetraédricos são 
hibridizadas sp3. 
 
Hibridizações sp3d e sp3d2 
 
Os átomos do terceiro período e períodos 
subsequentes podem usar usar orbitais d para formar 
orbitais híbridos. A mistura de um orbital s, três orbitais p 
e um orbital d leva a cinco orbitais híbridos sp3d. esses 
orbitais estão direcionados para os vértices de uma 
bipirâmide trigonal. A formação de orbitais híbridos sp3d 
é exemplificada pelo átomo de fósforo no PF5. 
Similarmente, a mistura de um orbital s, três 
orbitais p e dois orbitais d fornece seis orbitais híbridos 
sp3d2, que estão direcionados para os vértices de um 
octaedro. O uso dos orbitais d na construção de orbitais 
híbridos corresponde perfeitamente à noção de um nível 
de valência expandido. As distribuições geométricas 
características dos orbitais híbridos estão resumidas na 
tabela a seguir. 
 
 
 
 
Polaridade das Ligações Covalentes 
 
Podemos usar a diferença de eletronegatividade 
entre dois átomos para medir a polaridade da ligação 
entre eles. Considere três compostos contendo flúor: 
 
Composto F2 HF LiF 
Diferença de 
eletronegatividade 
4,0-4,0 4,0-2,1 4,0-1,0 
Tipo de ligação Covalente 
apolar 
Covalente 
polar 
Iônica 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
18 
MÓDULO 
4 
No F2 os elétrons são compartilhados igualmente 
entre os átomos de flúor e a ligação covalente é apolar. 
No HF o átomo de flúor tem eletronegatividade 
maior que a do átomo de hidrogênio, tornando o 
compartilhamento de elétrons desigual; a ligação é polar. 
O flúor atrai a densidade eletrônica afastando-a do átomo 
de hidrogênio. Portanto, parte da densidade eletrônica ao 
redor do núcleo de hidrogênio é puxada para o núcleo do 
flúor, deixando uma carga parcial positiva no átomo de 
hidrogênio e uma carga parcial negativa no átomo de 
flúor. No LiF a transferência de carga eletrônica é 
praticamente completa, resultando numa ligação iônica. 
 
 
 
Conclusão: Quanto maior a diferença de 
eletronegatividade entre os átomos, mais polares serão 
suas ligações. A ligação covalente apolar situa-se em um 
extremo e a ligação iônica em outro extremo. Entre elas 
está uma faixa larga de ligações covalentes, diferindo na 
extensão na qual existe compartilhamento desigual de 
elétrons. 
 
Substâncias Covalentes x 
Substâncias Moleculares 
 
As propriedades das substâncias formadas por 
ligações covalentes são muito diferentes das 
propriedades dos átomos que as formam. 
Uma substância molecular é constituída por 
moléculas que são formadas por um número determinado 
de átomos. Em condições ambiente, as Substâncias 
moleculares podem ser encontradas nos três estados 
físicos, e as temperaturas de fusão e ebulição geralmente 
são baixas. Quando puras não conduzem corrente 
elétrica. 
 
 
 Uma substância covalente é uma estrutura 
gigante, na qual se encontra um número enorme de 
átomos reunidos por ligações covalentes. Em condições 
ambientes as substâncias covalentes são sólidas e 
apresentam elevadas temperaturas de fusão e ebulição. 
No estado sólido o grafite pode conduzir corrente elétrica. 
Exemplos: 
 
 
 
 
CUIDADO: O fulereno C60 é também um alótropo do 
carbono, mas é uma substância molecular. 
 
 
 
Polaridade de Moléculas 
 
A polaridade de uma molécula se refere às 
concentrações de cargas da nuvem eletrônica em volta da 
molécula. É possível uma divisão em duas classes 
distintas: moléculas polares e apolares. 
Moléculas polares possuem maior concentração 
de carga negativa numa parte da nuvem eletrônica e 
maior concentração positiva em outro extremo. Nas 
moléculas apolares, a carga eletrônica está 
uniformemente distribuída. 
Exemplo: 
Molécula apolar 
 
Molécula polar 
 
 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
19 
MÓDULO 
4 
A concentração de cargas ocorre quando 
elementos ligantes possuem uma diferença de 
eletronegatividade. Essa diferença significa que um dos 
átomos atrai os elétrons da nuvem com maior força, o que 
faz concentrar neste a maior parte das cargas negativas. 
Em toda molécula polar, os dois centros de carga, 
positivo e negativo, estão sempreseparados por uma 
certa distância. Se multiplicarmos a carga elétrica δ 
localizada em um centro de carga pela distância d que o 
separa do outro, obteremos uma medida que nos permite 
saber quanto uma molécula é mais ou menos polar que 
outra. Esse produto δ.d é chamado momento dipolar, 
sendo representado por . 
= δ.d 
Ao momento dipolar , pode ser atribuído um 
vetor , chamado de vetor momento dipolar. O vetor 
momento dipolar, por convenção, sempre aponta no 
sentido do átomo do elemento mais eletronegativo. 
Assim, a existência ou não de polaridade numa molécula 
fica condicionada à sua geometria, que será responsável 
pelo resultado da somatória de todos os vetores  das 
ligações polares dessa molécula, originando um único 
vetor momento dipolar resultante R. 
Assim, temos as seguintes possibilidades: 
 
R = 0, a molécula é apolar (pois d = 0) 
R ≠ 0, a molécula é polar (pois d > 0) 
 
Quanto mais polar é a molécula, maior o valor de 
R. 
Observe os exemplos a seguir: 
 
 
Observação: A grande maioria das substâncias simples é 
apolar. O ozônio (O3), apesar de ser uma substância 
simples, apresenta uma discreta polaridade, devido à sua 
geometria angular e à existência de um par eletrônico não 
compartilhado no átomo central. 
 
Veja no quadro a seguir os casos mais 
importantes de polaridade de moléculas. 
 
 
 
Alotropia 
 
 Alguns elementos químicos formam diferentes 
substâncias simples. Esse fenômeno é chamado de 
alotropia e a s diferentes substâncias simples formadas 
por certo elemento são chamadas de alótropos ou 
variedades alotrópicas. 
 A diferença entre os alótropos pode estar na 
atomicidade ou no arranjo cristalino dos átomos ou das 
moléculas. Quatro importantes casos de alotropia serão 
discutidos a seguir. 
 
Alotropia do oxigênio 
 
O elemento oxigênio (O) forma duas variedades 
alotrópicas; uma delas, mais abundante, é o oxigênio 
comum (O2) e a outra, o ozônio (O3). 
 
 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
20 
MÓDULO 
4 
No oxigênio comum (O2), os átomos unem-se 
dois a dois, formando moléculas biatômicas. O O2 
encontra-se, à temperatura ambiente (25oC), no estado 
gasoso e está presente na atmosfera terrestre como 
componente do ar, tendo importância vital para a vida 
animal e vegetal. Uma propriedade extremamente 
importante desse gás é que ele alimenta todas as reações 
de combustão e, por isso, é denominado comburente: 
sem oxigênio não ocorre nenhuma combustão. 
Já no ozônio (O3), os átomos unem-se três a três, 
formando moléculas triatômicas. À temperatura 
ambiente, o O3 é um gás azul-claro e apresenta odor 
intenso e característico, que pode ser sentido após 
tempestades com descargas elétricas e, também, perto de 
equipamentos de alta voltagem. O ozônio é usado como 
alvejante e no tratamento de água, substituindo 
compostos clorados, pelo seu poder bactericida. Ele é 
produzido nos aparelhos chamados ozonizadores, em que 
o oxigênio comum (O2) é submetido a descargas elétricas. 
 
Alotropia do carbono 
 
Nos últimos 30 anos o número de alótropos do 
carbono triplicou. Dos clássicos diamante e grafita, 
encontrados na natureza, a arte química foi capaz de 
produzir novas formas alotrópicas, com propriedades que 
muitas vezes surpreendem os pesquisadores, abrindo as 
portas para novas descobertas e aplicações práticas não 
antes imaginadas. Além das estruturas, amostras reais de 
cada um dos alótropos são exibidas na imagem. 
 
 
 
 
O grafite é formado por átomos ligados que 
formam anéis hexagonais contidos em um mesmo plano. 
Essas “placas” de hexágonos unidos são mantidas atraídas 
umas às outras por meio de interações dipolo instantâneo 
– dipolo induzido. O grafite é um sólido macio porque as 
placas podem deslizar umas sobre as outras, por isso ela é 
usada como lubrificante de engrenagens e rolamentos. É 
usada também no lápis de escrever. Entre suas 
propriedades, estão a de ser condutora de eletricidade e 
a densidade igual a 2,25 g/cm3. 
A estrutura do diamante é formada por átomos 
de carbono ligados cada um a outros quatro átomos de 
carbono, formando uma estrutura tetraédrica em torno 
de cada átomo. Por possuir uma estrutura mais compacta, 
o diamante é duro, não conduz eletricidade e sua 
densidade é igual a 3,51 g/cm3. Ele é formado em camadas 
internas da Terra onde a pressão e a temperatura são 
muito elevadas. 
Entre as variedades alotrópicas do carbono que 
são sintéticas estão os fulerenos. Eles possuem estrutura 
poliédrica com um átomo de carbono em cada vértice. Um 
exemplo é o C60. Sua estrutura parece com uma bola de 
futebol. 
Outra forma alotrópica sintética do carbono são 
os nanotubos de carbono — cilindros ou tubos ocos 
formados por alótropos do carbono com proporções 
nanométricas (1 nanômetro é igual à bilionésima parte de 
um metro (10-9 m)). Eles são como uma folha de papel 
enrolada, mas formados por átomos de carbono e com a 
espessura de apenas um átomo. Eles são 100 mil vezes 
mais finos que um fio de cabelo e invisíveis até para 
microscópios ópticos. O importante dos nanotubos é que, 
por possuírem extraordinárias propriedades mecânicas, 
elétricas e térmicas, eles apresentam amplas aplicações 
biológicas — incluindo diagnósticos e tratamentos 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
21 
MÓDULO 
4 
médicos —, tecnológicas e outras que ainda estão sendo 
estudadas. 
 
Alotropia do fósforo 
 
Outro caso importante de alotropia é o do 
fósforo, que apresenta duas formas alotrópicas principais: 
o fósforo branco e o fósforo vermelho. 
 
 
 
O fósforo branco, formado por moléculas P4, é 
um sólido branco, de aspecto semelhante ao da cera, de 
densidade igual a 1,82 g/cm3 , que funde a 44 °C e ferve a 
280 °C. É muito reativo (chega a pegar fogo quando 
exposto ao ar), sendo por isso conservado dentro de água. 
Quando o aquecemos em ausência de ar e a cerca de 300 
°C, ele se converte lentamente em fósforo vermelho, que 
é mais estável (isto é, menos reativo). 
 
 
 
O fósforo vermelho é um pó amorfo (isto é, não 
apresenta estrutura cristalina), de cor vermelho escura, 
densidade 2,38 g/cm3 e temperatura de fusão 590°C; cada 
grão de pó é formado por milhões de moléculas P4 unidas 
umas às outras, dando origem a uma molécula gigante 
(Pn). 
 
 
 
Alotropia do enxofre 
 
O último caso de alotropia que vamos citar é o do 
enxofre, que também apresenta duas formas alotrópicas 
principais: o enxofre ortorrômbico (ou simplesmente 
rômbico) e o enxofre monoclínico. As duas formas 
alotrópicas são formadas por moléculas, em forma de 
anel, com oito átomos de enxofre (S8), como mostramos 
abaixo. 
 
 
A diferença entre o enxofre rômbico e o 
monoclínico está nas diferentes arrumações das 
moléculas S8 no espaço, produzindo cristais diferentes. 
Acompanhe, no esquema abaixo, a preparação e a 
diferença dos cristais dessas duas formas alotrópicas: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
22 
MÓDULO 
4 
As duas formas alotrópicas do enxofre fervem a 
445 °C. Em condições ambientes, ambas se apresentam 
como um pó amarelo, inodoro, insolúvel em água e muito 
solúvel em sulfeto de carbono (CS2). 
 
Exercícios Propostos 
 
01 - (UEG GO) 
As ligações químicas explicam o elo de estabilidade entre 
átomos para a formação de sistemas moleculares. De 
forma sintética, elas podem ser classificadas como iônicas, 
covalentes e metálicas. Com base nos conceitos de 
ligações químicas, dentre os compostos a seguir, aquelas 
que podem ser classificadas como majoritariamente 
estabilizadas por ligações covalentes são 
 
a) HCl e diamante 
b) barra de ferro e H2O 
c) MgCl2 e grafite 
d) NaCl e AlH4+ 
e) KI e NH3 
 
02 - (UEPG PR) 
Sobre ligações covalentes, assinale o que for correto. 
 
01. Em uma ligação dupla, C = C, as duas ligações são 
do tipo sigma. 
02. Em uma ligação covalente, tem-se o 
compartilhamento de elétrons. 
04. Na fórmula estrutural plana, H – H, a ligação 
representa um par de elétrons. 
08. A ligação H – F tem maior polaridade do que a 
ligação H – Cl.03 - (FCM MG) 
Geralmente os átomos compartilham, ganham ou perdem 
elétrons a fim de atingir o octeto, ou seja, oito elétrons na 
última camada, como a maioria dos gases nobres. 
Contudo existem exceções à regra do octeto, como: 
 
I. Moléculas com número ímpar de elétrons. 
II. Moléculas com deficiência de elétrons. 
III. Moléculas com expansão do octeto. 
 
Assinale a alternativa onde ocorrem, não 
respectivamente, essas três situações: 
 
a) BF3 – NO2 – NH3. 
b) BF3 – NO – PCl5. 
c) BeCl2 – ClO2 – PCl3. 
d) BeCl2 – CHCl3 – NH4Cl. 
 
04 - (UFRGS RS) 
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. 
( ) BeF2 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. 
 
05 - (UEFS BA) 
Um exemplo de composto iônico no qual o cátion 
apresenta átomos unidos por ligação covalente é o 
representado pela fórmula 
 
a) PBr3 
b) KI 
c) NaHCO3 
d) NH4Cl 
e) CO(NH2)2 
 
06 - (Mackenzie SP) 
Assinale a alternativa que apresenta compostos químicos 
que possuam, respectivamente, ligação covalente polar, 
ligação covalente apolar e ligação iônica. 
 
a) H2O, CO2 e NaCl. 
b) CCl4, O3 e HBr. 
c) CH4, SO2 e HI. 
d) CO2, O2 e KCl. 
e) H2O, H2 e HCl. 
 
07 - (UDESC SC) 
A natureza das ligações químicas interatômicas, 
responsáveis pela união entre átomos, se reflete em 
diferentes propriedades físico-químicas, apresentadas 
pelos respectivos compostos formados. 
 
Assinale a alternativa que apresenta, corretamente, a 
relação entre cada tipo de ligação química e as suas 
respectivas propriedades físico-químicas. 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
23 
MÓDULO 
4 
a) Nas ligações metálicas há compartilhamento de 
pares eletrônicos. Os metais são maleáveis e dúcteis. 
b) As ligações covalentes são predominantemente 
realizadas entre elementos os mais afastados possíveis na 
Tabela Periódica, ou seja, com tendência não muito 
diferente de atração pelo elétron de ligação. Podem ser 
líquidos, sólidos ou gases à temperatura ambiente. 
c) A teoria da nuvem eletrônica suporta 
teoricamente a formação de ligações metálicas. Os 
metais, tipicamente, apresentam baixa relação 
massa/volume e altos pontos de ebulição e fusão 
comparativamente a compostos moleculares. 
d) Compartilhamento de elétrons de ligação devido 
à baixa diferença de eletronegatividade é a base para 
formação de ligações covalentes. Compostos moleculares 
apresentam-se apenas como sólidos ou líquidos à 
temperatura ambiente. 
e) A ligação iônica é caracterizada pela união entre 
um cátion e um ânion por meio de interações 
coulombicas, sem significativa contribuição de 
interpenetração de orbitais atômicos para a formação da 
ligação. Compostos iônicos podem ser líquidos ou sólidos 
à temperatura ambiente. 
 
08 - (UCS RS) 
 
O gráfico a seguir mostra, de forma simplificada, como a 
energia potencial do sistema varia à medida em que dois 
átomos de hidrogênio no estado fundamental se 
aproximam para formar uma molécula de gás hidrogênio. 
 
 
 
Com base nessas informações, assinale a alternativa 
correta. 
 
a) A distância ideal para que haja o 
compartilhamento efetivo dos elétrons de dois átomos de 
hidrogênio e, consequentemente, a formação da ligação 
covalente H–H deve ser superior a 0,74 Å. 
b) O aumento da distância internuclear de dois 
átomos de hidrogênio favorece a superposição entre os 
orbitais 1s e, consequentemente, a formação da ligação 
covalente H–H. 
c) O aumento abrupto da energia potencial 
observado para valores inferiores a 0,74 Å é consequência 
da atração eletrostática entre os núcleos de dois átomos 
de hidrogênio, uma vez que a distância entre eles torna-
se muito grande. 
d) A ligação covalente que se estabelece entre os 
dois átomos de hidrogênio para formar a molécula de gás 
hidrogênio é do tipo sigma p-p. 
e) A energia potencial no ponto mínimo do gráfico 
corresponde à variação de energia necessária para a 
formação da ligação covalente H–H. 
 
09 - (UNIFOR CE) 
Células fotovoltaicas são dispositivos capazes de 
transformar a energia luminosa, proveniente do Sol ou de 
outra fonte de luz, em energia elétrica. São geralmente 
constituídas por finas camadas de silício. O silício, porém, 
não é um metal e, portanto, não apresenta condutividade 
elevada. No entanto, pode-se alterar as características de 
condutividade das camadas de silício das placas 
fotovoltaicas através do processo de dopagem, que 
consiste em adicionar pequenas quantidades de 
impurezas ao retículo cristalino do silício. Para esta 
aplicação, é comum realizar dois tipos de dopagem: Tipo 
N e Tipo P. Na dopagem Tipo N, a impureza tem excesso 
de elétrons de valência em relação ao silício: os elétrons 
em excesso não têm a quem se ligar e ganham liberdade 
de movimento. Já na dopagem do Tipo P, a impureza tem 
deficiência de elétrons de valência em relação ao silício: 
quando misturados no reticulado de silício, formam 
"buracos" ou "lacunas" (que podem conduzir corrente) na 
rede cristalina e um elétron do silício não tem a que se 
ligar, essa ausência de elétron cria o efeito de uma carga 
positiva (daí o nome Tipo P). 
 
De acordo com o texto, pode-se afirmar que para produzir 
semicondutores Tipo P e Tipo N, respectivamente, deve-
se adicionar, à rede cristalina do silício, os elementos 
 
a) P e Ar. 
b) B e Ga. 
c) B e Ge. 
d) Ga e P. 
e) Ge e Ar. 
 
10 - (UFJF MG) 
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? 
 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
24 
MÓDULO 
4 
a) Covalente. 
b) Dipolo-dipolo. 
c) Força de London. 
d) Iônica. 
e) Metálica. 
 
11 - (UNIFOR CE) 
As ligações químicas representam interações entre dois 
ou mais átomos, interações essas que podem ocorrer por 
doação de elétrons, compartilhamento de elétrons ou 
ainda deslocalização de elétrons. Cada um desses 
processos é caracterizado por uma denominação de 
ligação química. A ligação química entre dois átomos terá 
caráter covalente quando ambos: 
 
a) ocuparem lugares muito distantes na 
classificação periódica. 
b) tiverem a mesma energia de ionização. 
c) tiverem eletronegatividade muito diferentes. 
d) apresentarem a mesma densidade. 
e) a mesma tendência de ganhar ou perder 
elétrons. 
 
12 - (UFPR) 
Nos relógios mostrados a seguir, as posições, que são 
originalmente ocupadas por números, foram substituídas 
por símbolos de elementos químicos, cujos números 
atômicos correspondem ao numeral original do relógio. 
 
 
 
As substâncias neutras formadas a partir da leitura das 
horas marcadas nos relógios I, II e III são, 
respectivamente: 
 
a) LiF – MgO – BeF. 
b) LiF – Mg2O – BeF. 
c) LiF – MgO – BeF2. 
d) Li2F – MgO – BeF2. 
e) Li2F – Mg2O – BeF2. 
 
13 - (FAMERP SP) 
A combinação dos elementos Ca e Br forma uma 
substância solúvel em água, de fórmula __________. Uma 
solução aquosa dessa substância é classificada como 
__________ de eletricidade. 
 
As lacunas do texto devem ser preenchidas por: 
 
a) Ca2Br – condutora. 
b) CaBr2 – condutora. 
c) Ca2Br – não condutora. 
d) CaBr2 – não condutora. 
e) CaBr – condutora. 
 
14 - (UDESC SC) 
Ao se analisar o caráter iônico entre dois átomos 
diferentes, formadores de uma ligação, é necessário 
verificar a eletronegatividade. 
 
Assinale a alternativa que apresenta o composto químico 
com o caráter iônico mais acentuado. 
 
a) F2 
b) HI 
c) KF 
d) KI 
e) NaI 
 
15 - (UNESP SP) 
Analise o gráfico que mostra a variação da 
eletronegatividade em função do número atômico.(John B. Russell. Química geral, 1981. Adaptado.) 
 
Devem unir-se entre si por ligação iônica os elementos de 
números atômicos 
 
a) 17 e 35. 
b) 69 e 70. 
c) 17 e 57. 
d) 15 e 16. 
e) 12 e 20. 
 
16 - (PUC SP) 
Observe a figura abaixo e assinale a alternativa 
INCORRETA. 
 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
25 
MÓDULO 
4 
 
Fonte: Ohara Augusto. Radicais livres bons, maus e naturais. 
Ed. Oficina de textos, 2006. 
 
a) Átomos que pertencem à família dos metais 
alcalinos formam cátions monovalentes. 
b) Átomos que pertencem ao grupo 17 formam 
ânions monovalentes. 
c) A ligação iônica ocorre entre cátions e ânions e é 
caracterizada pela existência de forças de atração 
eletrostática entre eles. 
d) Na ligação iônica, apenas átomos que perdem e 
ganham a mesma quantidade de elétrons podem se 
combinar. 
 
17 - (IBMEC SP Insper) 
Um professor entregou a cada aluno o nome de um 
personagem da série de TV Game of Thrones®. Em seguida, 
solicitou que cada aluno utilizasse as letras do nome do 
personagem para escrever símbolos de elementos 
químicos, comparar propriedades periódicas desses 
elementos e construir as fórmulas dos possíveis 
compostos formados por eles. Só valiam os símbolos 
formados pela leitura feita da esquerda para a direita e 
com letras subsequentes. 
Um dos alunos recebeu o nome do personagem Bran 
Stark. Para esse personagem, o elemento com maior raio 
atômico representado pelas letras do nome e sobrenome 
e a fórmula do composto iônico formado pelos símbolos 
contidos nas letras do sobrenome são, respectivamente, 
 
a) enxofre e KS. 
b) potássio e KS2. 
c) boro e KS. 
d) rádio e K2S. 
e) nitrogênio e K2S. 
 
18 - (UEM PR) 
Em relação aos compostos iônicos, assinale o que for 
correto. 
 
01. Sólidos iônicos são constituídos de íons 
agregados de forma organizada no espaço, portanto os 
sólidos iônicos são sólidos cristalinos. 
02. Os compostos iônicos têm elevada temperatura 
de fusão. 
04. O número de coordenação dos íons cloreto, no 
cloreto de sódio, é igual a 6. 
08. Todos os compostos iônicos se dissolvem 
completamente em água. 
16. Cátion, um íon positivamente carregado, é 
formado pela adição de um ou mais elétrons a um átomo 
neutro. 
 
19 - (FCM MG) 
Uma medida quantitativa da estabilidade de qualquer 
sólido iônico é sua energia de rede, ou seja, a energia 
necessária para separar completamente 1,0 mol de um 
composto iônico sólido em seus átomos gasosos. Assim, 
pode-se medir a energia de rede do fluoreto de lítio – 
LiF(s) → Li+(g) + F–(g) – através do ciclo de Born-Haber 
utilizando o seguinte diagrama energético, onde os 
valores de 0H são em kJ/mol. 
 
 
 
O valor encontrado para a energia de rede do fluoreto de 
lítio é: 
 
a) 192. 
b) 786. 
c) 1016. 
d) 1672. 
 
20 - (UFRGS RS) 
Os elementos X, Y e Z apresentam as seguintes 
configurações eletrônicas: 
 
X: 1s22s22p63s1 
Y: 1s22s22p63s23p5 
Z: 1s22s22p6 
 
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. 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
26 
MÓDULO 
4 
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. 
 
21 - (UNIRG TO) 
Os elementos químicos genéricos, X e Y, apresentam as 
seguintes distribuições eletrônicas: 
X = 1s2 2s2 2p6 3s1 
Y = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
Suponha que os dois elementos reajam com o cloro. De 
acordo com as distribuições eletrônicas e as respectivas 
estruturas de Lewis, as fórmulas moleculares desses 
compostos serão: 
 
a) XCl e YCl 
b) XCl2 e YCl2 
c) XCl e YCl3 
d) XCl3 e YCl3 
 
22 - (UECE) 
Atente ao seguinte trecho da canção “Quanta” de 
Gilberto Gil: “Fragmento infinitésimo, quase apenas 
mental. Quantum granulado no mel. Quantum ondulado 
do sal. Mel de urânio, sal de rádio. Qualquer coisa quase 
ideal”. 
 
Considerando o trecho acima, assinale a afirmação 
verdadeira. 
 
a) A fórmula química do composto formado entre o 
urânio e o rádio é RaU. 
b) Quantum é a quantidade mínima de energia que 
um elétron do átomo do urânio pode ser emitida, 
propagada ou absorvida para o átomo do rádio. 
c) A fórmula química do composto formado pelo 
halogênio mais eletronegativo e o metal alcalino terroso 
citado por Gilberto Gil é o RaF2. 
d) O elemento químico urânio é um metal de 
transição da família dos lantanídeos. 
 
23 - (UNISC RS) 
O átomo de cálcio pertence à família dos metais alcalinos 
terrosos e o átomo de flúor à família dos halogênios. O 
composto resultante e a ligação entre estes átomos serão 
 
a) CaF2 com ligação covalente. 
b) CaF com ligação covalente. 
c) CaF2 com ligação iônica. 
d) CaF com ligação iônica. 
e) Ca2F com ligação covalente. 
 
24 - (EsPCEX) 
Compostos iônicos são aqueles que apresentam ligação 
iônica. A ligação iônica é a ligação entre íons positivos e 
negativos, unidos por forças de atração eletrostática. 
(Texto adaptado de: Usberco, João e Salvador, Edgard, 
Química: química geral, vol 1, pág 225, Saraiva, 2009). 
Sobre as propriedades e características de compostos 
iônicos são feitas as seguintes afirmativas: 
 
I. apresentam brilho metálico. 
II. apresentam elevadas temperaturas de fusão e 
ebulição. 
III. apresentam boa condutibilidade elétrica quando 
em solução aquosa. 
IV. são sólidos nas condições ambiente (25 ºC e 
1atm). 
V. são pouco solúveis em solventes polares como a 
água. 
 
Das afirmativas apresentadas estão corretas apenas 
 
a) II, IV e V. 
b) II, III e IV. 
c) I, III e V. 
d) I, IV e V. 
e) I, II e III. 
 
25 - (PUC MG) 
Com base nas propriedades dos metais, assinale a 
afirmativa CORRETA. 
 
a) Os metais formam ligações iônicas uns com os 
outros, denominadas de ligas metálicas. 
b) As substâncias formadas por ligações metálicas 
possuem ponto de ebulição menor que as formadas por 
ligações iônicas, porque as ligações iônicas são mais fortes 
que as ligações metálicas. 
c) Os metais não são bons condutores de calor e 
eletricidade. 
d) O sódio metálico, ao ser colocado em contato 
com a água, sofre reação de modo a formar um composto 
iônico denominado hidróxido de sódio. 
 
26 - (UFG GO) 
A série americana intitulada Breaking Bad vem sendo 
apresentada no Brasil e relata a história de um professor 
de Química. Na abertura da série, dois símbolos químicos 
são destacados em relação às duas primeiras letras de 
cada palavra do título da série. Considerando a regra do 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
27 
MÓDULO 
4 
octeto, a substância química formada pela ligação entre 
os dois elementos é a: 
 
a) Ba2Br2 
b) Ba2Br3 
c) Ba2Br 
d) BaBr3 
e) BaBr2 
 
27 - (FCM MG) 
 
 
O relógio na casa de um professor de Química tem seus 
numerais substituídos pelos símbolos dos elementos 
químicos, de acordo com seus números atômicos, 
conforme a figura acima. Analisando, na figura, a 
substância correspondente à hora marcada e utilizando 
seus conhecimentos a respeito da posição dos elementos 
na Tabela Periódica, assinale a alternativa FALSA: 
 
a) A substância apresenta fórmula MgF2, tendo 
como unidades de repetição cátions e ânions. 
b) A substância é predominantemente iônica, 
sólida, sendo boa condutora de eletricidade quando 
dissolvida em água e quando fundida. 
c) O principal fator responsável pelo caráter iônico 
da substância é seu alto valor na energia de rede. 
d) O caráter iônico dessa substância deve ser menor 
do que o caráter iônico da substância correspondente a 
8h55min. 
 
28 - (PUC MG) 
A configuração eletrônica para os elementos A e B são 
apresentadas a seguir: 
 
A = 1s22s22p63s2 B = 1s22s22p63s23p5 
 
De posse dessas informações, assinale a afirmativa 
INCORRETA. 
 
a) B possui maior energia de ionização que A. 
b) A e B necessariamente participam de ligação 
covalente. 
c) A possui menor afinidade por elétrons que B. 
d) AB2 é uma fórmula provável para um composto 
formado entre A e B. 
 
29 - (Mackenzie SP) 
Assinale (V) para verdadeiro e(F) para falso, para as 
afirmações abaixo. 
 
( ) Os metais apresentam alta condutividade 
elétrica, mas baixa condutividade térmica. 
( ) O bronze é uma liga formada por cobre e 
estanho. 
( ) Compostos iônicos conduzem corrente elétrica 
em meio aquoso e quando fundidos. 
( ) A ligação covalente ocorre entre metais e não 
metais. O KBr é um exemplo. 
( ) O dióxido de carbono é uma molécula apolar, 
mas que possui ligações covalentes polares. 
 
A sequência correta de preenchimento dos parênteses, de 
cima para baixo é 
 
a) F, F, V, F e V. 
b) F, V, V, F e V. 
c) V, F, V, F e V. 
d) F, F, V, F e F. 
e) V, V, F, V e F. 
 
30 - (UECE) 
Um estudante de química encontrou, na bancada do 
laboratório, um frasco sem rótulo contendo uma 
substância desconhecida inodora e incolor. Submeteu a 
amostra a alguns testes e descobriu que ela apresentava 
altas temperaturas de fusão e de ebulição, boa 
condutividade elétrica, grande maleabilidade e boa 
condutividade térmica. A partir das informações 
coletadas, ele pode concluir acertadamente que o tipo de 
ligação predominante na citada substância era 
 
a) covalente polar. 
b) metálica. 
c) covalente apolar. 
d) iônica. 
 
31 - (UEFS BA) 
A figura mostra o resultado de um teste de 
condutibilidade elétrica realizado com um sólido X e um 
líquido Y. 
 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
28 
MÓDULO 
4 
 
 
O sólido X e o líquido Y utilizados nesse teste podem ter 
sido, respectivamente, 
 
a) cloreto de sódio e mercúrio metálico. 
b) prata metálica e solução aquosa de cloreto de 
sódio. 
c) cloreto de sódio e tetracloreto de carbono. 
d) prata metálica e mercúrio metálico. 
e) sacarose e tetracloreto de carbono. 
 
32 - (ENEM) 
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 (R0) 
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 uma 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 T1 a T4 (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. 
 
33 - (IFGO) 
Dentre as seguintes alternativas, a que contém apenas 
características dos metais é: 
 
a) Ductibilidade (capacidade de ser esticado para 
fazer fios), maleabilidade (capacidade de ser moldado), 
boa condutibilidade elétrica e térmica; 
b) Quebradiços, podem ser, sólidos, líquidos ou 
gases à temperatura e pressão ambientes, isolantes 
elétricos; 
c) Apresentam superfície lustrosa, boa 
condutibilidade elétrica e são isolantes térmicos; 
d) Apresentam pontos de fusão e ebulição baixos, 
são opacos, bons condutores de calor e de eletricidade; 
e) Possuem a tendência de ganhar elétrons, não 
conduzem eletricidade e calor, são opacos e fragmentam-
se facilmente. 
 
34 - (UFRGS RS) 
A grande utilização dos metais demonstra sua 
importância para a humanidade e decorre do fato de as 
substâncias metálicas apresentarem um conjunto de 
propriedades que lhes são características. 
Considere as informações abaixo que justificam, de forma 
adequada, propriedades típicas dos metais, com base no 
modelo do mar de elétrons. 
 
I. Metais apresentam geralmente elevados pontos 
de fusão devido à grande estabilidade do retículo 
cristalino metálico. 
II. A boa condução de calor ocorre pois o 
aquecimento aumenta a vibração dos íons positivos, 
possibilitando que eles capturem os elétrons livres, o que 
provoca a desestruturação do retículo cristalino metálico 
e possibilita a propagação do calor. 
III. A boa condução de eletricidade é explicável, pois 
a aplicação de uma diferença de potencial provoca uma 
movimentação ordenada dos elétrons livres. 
 
Quais estão corretas? 
 
a) Apenas I. 
b) Apenas II. 
c) Apenas III. 
d) Apenas I e III. 
e) I, II e III. 
 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
29 
MÓDULO 
4 
35 - (UNESP SP) 
Três substâncias puras, X, Y e Z, tiveram suas 
condutividades elétricas testadas, tanto no estado sólido 
como no estado líquido, e os dados obtidos encontram-se 
resumidos na tabela. 
 
 
 
Com base nessas informações, é correto classificar como 
substância(s) iônica(s) 
 
a) Y e Z, apenas. 
b) X, Y e Z. 
c) X e Y, apenas. 
d) Y, apenas. 
e) X, apenas. 
 
36 - (PUC GO) 
Três substâncias (I, II e III) foram caracterizadas 
experimentalmente de modo a obter duas importantes 
propriedades: ponto de fusão (ºC) e condutividade 
elétrica. 
 
sim :líquido estado sim,
 :sólido Estado
1.538III
não :líquido estado não,
 :sólido Estado
57,56II
sim :líquido estado não,
 :sólido Estado
801I
elétrica adeCondutividC fusão de PontoSubstância
−

 
 
A partir destas informações, pode-se concluir que as 
substâncias I, II e III, respectivamente, são formadas por 
ligações: 
 
a) Metálicas, covalentes e iônicas. 
b) Iônicas, covalentes e metálicas. 
c) Metálicas, covalentes e metálicas. 
d) Covalentes, metálicas e iônicas. 
 
37 - (FCM MG) 
Uma fita (tira fina e estreita) do metal magnésio pode 
facilmente ser rompida com os dedos da mão. Entretanto, 
é difícil fazer o mesmo com uma fita de ferro, de iguais 
dimensões. 
Essa diferença de resistência entre as fitas desses metais 
pode ser explicada 
 
a) pelo maior volume molecular de Fe(s). 
b) pela maior densidade do ferro metálico. 
c) pelo maior número de elétrons deslocalizados do 
Fe(s). 
d) pela maior força da ligação iônica envolvendo os 
íons Fe3+. 
 
38 - (ENEM) 
A palha de aço, um material de baixo custo e vida útil 
pequena, utilizada para lavar louças, é um emaranhado de 
fios leves e finos que servem para a remoção por atrito 
dos resíduos aderidos aos objetos. 
 
A propriedade do aço que justifica o aspecto físico 
descrito no texto é a 
 
a) ductilidade. 
b) maleabilidade. 
c) densidade baixa. 
d) condutividade elétrica. 
e) condutividade térmica. 
 
39 - (FUVEST SP) 
O fósforo elementar pode ser obtido em diferentes 
formas alotrópicas, nas condições mostradas na figura. 
 
 
 
O fósforo branco, de fórmula P4, é convertido em fósforo 
vermelho, conforme a estrutura mostrada na figura. Isso 
faz com que suas propriedades se alterem. Por exemplo, 
fósforo branco é solúvel no solvente dissulfeto de 
carbono, ao passo que o vermelho não é solúvel. 
A obtenção industrial do fósforo branco é feita a partir do 
aquecimento do mineral fluorapatita, Ca5(PO4)3F, na 
presença de sílica e carvão, conforme a equação 
 
4 Ca5(PO4)3F + 18 SiO2 + 30 C → 3 P4 + 30 CO + 18 CaSiO3 
+ 2 CaF2 
 
Com base nessas informações, responda ao que se pede. 
 
a) Qual das formas alotrópicas do fósforo 
mostradas na figura terá maior densidade? 
b) Estima-se que, anualmente, 744.000 toneladas 
de fósforo branco são produzidas industrialmente. Calcule 
a massa total de fluorapatita usada como matéria-prima 
nesse processo. Considere que esse mineral possui 100% 
de pureza. Demonstre os cálculos. 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
30 
MÓDULO 
4 
c) Qual a diferença entre as ligações que mantêm as 
moléculas de fósforo branco unidas e as que mantêm a 
estrutura do fósforo vermelho ou do fósforo preto? 
Explique. 
 
Note e adote: 
Massas molares (g/mol): 
Fluorapatita = 504; P4 = 124. 
 
40 - (UFT TO) 
Quanto aos seguintes compostos, assinale a alternativa 
INCORRETA: 
 
a) o CaO é um composto iônico, duro, quebradiço e 
mau condutor de calor. 
b) a sacarose (C12H22O11) é um composto molecular 
e mau condutor de eletricidade. 
c) o diamante