ligacao-quimica-aspectos-fundamentais2019

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CONCEITOS FUNDAMENTAIS 
SOBRE LIGAÇÃO QUÍMICA 
 
Profa. Dra. Luciana M. Saran 
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1. INTRODUÇÃO 
 Ligações Químicas Interatômicas 
• Forças de interação entre os átomos. 
 
• São responsáveis pela formação de moléculas e de 
sólidos iônicos. 
 
• Podem ser de três tipos: iônica, covalente e 
metálica. 
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GRUPOS DE SUBSTÂNCIAS E LIGAÇÃO QUÍMICA 
Substância 
Química 
Iônica Molecular Metálica 
Ligação 
Iônica 
Ligação 
Covalente 
Ligação 
Metálica 
PODE SER 
EM QUE HÁ EM QUE HÁ EM QUE HÁ 
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Exemplos de substâncias nas quais as ligações 
(a) iônica, (b) covalente e (c) metálica são 
encontradas: 
Dicromato 
de potássio 
(K2Cr2O7) 
Óxido de 
 níquel(II) 
(NiO) 
Óxido de 
magnésio 
(MgO) 
Bromo 
(Br2) 
Sacarose 
(C12H22O11) 
Enxofre 
(S) 
Ouro 
(Au) 
Cobre 
(Cu) 
Magnésio 
(Mg) 
(a) (b) (c) 
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1. INTRODUÇÃO 
 Grupos de Substâncias 
 
• Substâncias Iônicas: compostas por metal e 
não-metal (ametal). 
 
• Substâncias Moleculares: apresentam 
apenas ametais ou ametais e semimetais. 
 
• Substâncias Metálicas: apresentam apenas 
metal em sua composição. 
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2. A REGRA DO OCTETO 
 Substâncias químicas são formadas por átomos 
de elementos químicos. Exs.: O2, O3, CO2, H2O, 
SO2, CH4 (metano), CH2=CH2 (eteno), etc. 
 
 Apenas os gases nobres (He, Ne, Ar, Kr, Xe e 
Rn), em condições ambiente, apresentam 
átomos estáveis isolados. 
 
 Ao contrário de todos os outros elementos, os 
gases nobres apresentam 8 e-, exceto o He, 
na última camada. 
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TABELA 1. Distribuição eletrônica dos gases nobres. 
Gás nobre K L M N O P 
Hélio, He 
Neônio, Ne 2 
Argônio, Ar 2 8 
Criptônio, Kr 2 8 18 
Xenônio, Xe 2 8 18 18 
Radônio, Rn 2 8 18 32 18 
2 
8 
8 
8 
8 
8 
8 
2. A REGRA DO OCTETO 
 Foi proposta em 1916 por William Kossel e Gilbert 
Newton Lewis, a fim de interpretar a ligação 
interatômica. 
 
 De acordo com esta regra, um átomo estará estável 
quando a sua última camada possuir 8e- (ou 2, caso 
se trate da camada K). 
 
 Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar 
elétrons até que eles estejam circundados por 8e- de 
valência. 
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3. LIGAÇÃO IÔNICA 
 Resulta da interação entre metais e não 
metais. 
 
 Metais têm tendência para formar cátions e 
não metais têm tendência para formar 
ânions. 
 
 Sempre que um elemento que necessite doar 
elétrons para se estabilizar, se unir a outro, que 
necessite recebê-los, a união se dará por 
ligação iônica. 
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TENDÊNCIA PARA PERDER ELÉTRONS 
Metais 
Na 
K 
Rb 
Perda de 
1e- 
Na+ 
K+ 
Rb+ 
Grupo 1 
Mg 
Ca 
Ba 
Perda de 
2e- 
Grupo 2 
Mg2+ 
Ca2+ 
Ba2+ 
Al 
Perda de 
3e- 
Grupo 13 
Al3+ 
Exemplos 
Atingem o octeto se 
houver 
Atingem o octeto se 
houver 
Atinge o octeto se 
houver 
Que origina Que origina Que origina 
11 
Ionização do 11Na (metal) 
Átomo de Na Íon Na+ 
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TENDÊNCIA PARA RECEBER ELÉTRONS 
Ametais 
N 
P 
Ganho de 
3e- 
N3- 
P3- 
Grupo 15 
O 
S 
Ganho de 
2e- 
Grupo 16 
O2- 
S2- 
F 
Cl 
Ganho de 
1e- 
Grupo 17 
F- 
Cl- 
Exemplos 
Atingem o octeto se 
houver 
Atingem o octeto se 
houver 
Atingem o octeto se 
houver 
Que origina Que origina Que origina 
13 
Ionização do 17Cl (ametal) 
Átomo de Cl Íon Cl- 
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LIGAÇÃO IÔNICA 
 EXEMPLO: 
• Átomos isolados dos elementos Na e Cl, não são estáveis, pois 
não exibem 8 e- no nível de valência. 
• Ambos adquirem estabilidade, quando o Na perde 1e- 
(convertendo-se em Na+) e o Cl recebe 1e- (convertendo-se em 
Cl-), pois ficam com 8 e- no nível de valência. 
Representação 
dos Átomos 
Isolados 
Representação 
dos Íons Na+ e 
Cl- 
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LIGAÇÃO IÔNICA 
 Refere-se às forças eletrostáticas que existem entre 
íons com cargas de sinais contrários. 
Arranjo dos íons 
Na+ e Cl- 
no NaCl sólido 
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Nomes e Fórmulas de Compostos Iônicos 
 Íons positivos (cátions): 
 
• Os cátions formados de átomos de um metal têm o mesmo 
nome do metal. 
Exs.: Na+ íon sódio Zn2+ íon zinco Al3+ íon alumínio 
 
• Se um metal pode formar cátions de diferentes cargas, a 
carga positiva é indicada em algarismo romano entre 
parênteses depois do nome do metal. 
 Exs.: 
Fe2+ íon ferro(II) Fe3+ íon ferro(III) 
Cu+ íon cobre(I) Cu2+ íon cobre(II) 
 
• A maioria dos metais com carga variável são metais de 
transição. 
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Nomes e Fórmulas de Compostos Iônicos 
 Íons positivos (cátions): 
 
• Outro método usado para distinguir dois íons de um metal 
com cargas diferentes é por meio das terminações oso 
(usada para a carga mais baixa) e ico (usada para a carga 
mais elevada). Elas são adicionadas à raiz dos nomes 
latinos dos elementos. 
 
Fe2+ íon ferroso Fe3+ íon férrico 
Cu+ íon cuproso Cu2+ íon cúprico 
 
• Cátions formados por átomos não metálicos têm nomes 
terminados em ônio. 
NH4
+ íon amônio H3O
+ íon hidrônio 
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Nomes e Fórmulas de Compostos Iônicos 
 Íons negativos (ânions): 
 
• Ânions monoatômicos têm nomes formados pela 
substituição da terminação do nome do elemento por eto. 
H- íon hidreto Cl- íon cloreto N3- íon nitreto 
 
• Alguns ânions poliatômicos simples também têm seus 
nomes terminados em eto. 
CN- íon cianeto 
 
• Os monoânions do oxigênio e o ânion poliatômico OH- não 
seguem as regras acima. 
O2- íon óxido O2
2- íon peróxido OH- íon hidróxido 
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Nomes e Fórmulas de Compostos Iônicos 
 Íons negativos (ânions): 
 
• Oxiânions (ânions poliatômicos contendo oxigênio): têm 
seus nomes terminados em ato, que é usado para a 
maioria dos oxiânions comuns de um elemento ou ito, que 
é usado para oxiânions que têm um átomo de oxigênio a 
menos. 
 
NO3
- íon nitrato NO2
- íon nitrito 
 
SO4
2- íon sulfato SO3
2- íon sulfito 
 
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Nomes e Fórmulas de Compostos Iônicos 
 Íons negativos (ânions): 
 
• Uso de prefixos (per e hipo): o prefixo per indica um 
oxigênio a mais que o do oxiânion terminado em ato; o 
prefixo hipo indica um oxigênio a menos que o do oxiânion 
terminado em ito. 
 
ClO4
-: íon perclorato (um átomo de O a mais do que o 
clorato). 
ClO3
-: íon clorato. 
ClO2
-: íon clorito (um átomo de O a menos do que o 
clorato). 
ClO-: íon hipoclorito (um átomo de O a menos do que o 
clorito). 
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Nomes e Fórmulas de Compostos Iônicos 
 Íons negativos (ânions): 
 
• Ânions derivados da adição de H+ a um oxiânion: têm seu 
nome formado pela adição da palavra hidrogeno ou 
dihidrogeno como um prefixo. 
 
CO3
2- íon carbonato HCO3
- íon hidrogenocarbonato 
 
PO4
3- íon fosfato H2PO4
- íon dihidrogenofosfato 
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Nomes e Fórmulas de Compostos Iônicos 
 Os nomes dos compostos iônicos consistem do nome do ânion 
seguido da preposição “de” e do nome do cátion. 
 
CaCl2: cloreto de cálcio 
Al(NO3)2: nitrato de alumínio 
Cu(ClO4)2 : perclorato de cobre(II) ou perclorato cúprico 
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Ionização do Cl (ametal) 
Átomo de Cl Íon de Cl- 
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4. LIGAÇÃO COVALENTE 
 Resulta do compartilhamento de elétrons entre 
pares de átomos. 
 
 Exemplo: 
Representação 
dos Átomos de Cl 
Isolados 
Representação 
dos Átomos de Cl 
Ligados 
(Molécula de Cl2) 
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4. LIGAÇÃO COVALENTE 
 Os elementos que tendem a fazer ligações 
covalentes são os ametais e os semimetais. 
 
 Na ligação covalente a presença dos elétrons 
acarreta uma atração suficientemente intensa para 
manter os núcleos unidos, apesar da repulsão entre 
eles. 
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4. LIGAÇÃO COVALENTE 
Representação dos 
Átomos de H Isolados 
Representação dos 
Átomos de O Isolados 
Representação dos 
Átomos de N Isolados 
Representação da 
Molécula de H2 
Representação da 
Molécula de O2 
Representação da 
Molécula de N2 
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4. LIGAÇÃO COVALENTE 
 Fórmula Molecular, Fórmula de Lewis e Fórmula 
Estrutural: 
(1) (2) (3) (4) 
 Em (1) e (4): presença de ligação covalente simples. 
 Em (2): presença de ligação covalentedupla. 
 Em (3): presença de ligação covalente tripla. 
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4. LIGAÇÃO COVALENTE 
 Uma ligação covalente pode ser estabelecida com um par 
de elétrons compartilhado, qualquer que seja a origem 
deste par de e-. 
Ex. 1: 
Ex. 2: 
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4. LIGAÇÃO COVALENTE 
 Ligação covalente coordenada (“dativa”): ligação 
covalente adicional usando par eletrônico de um mesmo 
átomo. 
(ou Fórmula de Lewis) 
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5. EXCESSÕES À REGRA DO OCTETO 
 
 Exemplos: PCl5 e H3PO4 
(1) (2) (3) 
(1) PH3: fosfina 
(2) PCl5: pentacloreto de fósforo 
(3) H3PO4: ácido fosfórico 
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5. EXCESSÕES À REGRA DO OCTETO 
 
 Exemplos: SO2 e H2SO4 
(4) (5) (6) 
(4) H2S: sulfeto de hidrogênio 
(5) SO2: dióxido de enxofre 
(6) H2SO4: ácido sulfúrico 
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6. POLARIDADE DE LIGAÇÕES 
 Os átomos dos diversos 
elementos químicos 
apresentam diferentes 
tendências para atrair e-. 
 
 
 Eletronegatividade, : 
tendência que o átomo de 
um determinado 
elemento apresenta para 
atrair elétrons, quando 
participa de uma ligação 
química. 
Ligação 
Covalente 
Polar Apolar 
Átomos 
com 
diferentes 
eletrone-
gatividades 
Átomos 
com 
eletronega-
tividades 
iguais 
Pode ser 
Se 
estabelece 
entre 
Se 
estabelece 
entre 
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6. POLARIDADE DE LIGAÇÕES 
 Eletronegatividade: 
 
• A escala numérica mais conhecida para este parâmetro é 
a do químico Linus Pauling. 
 
• Não é costume atribuir valores de eletronegatividade 
para os gases nobres. 
• As setas mostram o sentido crescente da eletronegatividade 
na tabela periódica. 
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Valores de Eletronegatividade dos Elementos 
(Escala de Pauling) 
35 
6. POLARIDADE DE LIGAÇÕES 
 Ligação Covalente Apolar: ocorre 
tipicamente entre átomos que têm mesma 
eletronegatividade. 
 
 Exemplo: 
36 
6. POLARIDADE DE LIGAÇÕES 
 Ligação Covalente Polar: ocorre tipicamente entre 
átomos que têm eletronegatividades diferentes. 
 
 
 Exemplo: 
37 
7. LIGAÇÃO IÔNICA versus LIGAÇÃO 
COVALENTE 
  < 0,5: ligação covalente apolar. 
 
 0,5≤  ≤1,9: ligação covalente polar. 
 
  > 1,9: ligação iônica. 
 
38 
BETELHEIM, F. A. et al. Introdução à química geral. 9. ed. São Paulo : 
Cengage Learning, 2012. 
 
BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo : Pearson 
Prentice Hall, 2005. 
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA 
LEITURA COMPLEMENTAR PARA OS ESTUDANTES 
BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo : Pearson 
Prentice Hall, 2005. Capítulos 2 e 8.