2015228_204525_UNIDADE+4+-+LIGA%c3%87%c3%95ES+QU%c3%8dMICAS

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UNIDADE 4 - LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
HILL,John W.; KOLB, Doris K. Chemistry for Changing Times. 
New Jersey:Prentice Hall, 1998. pg.106. 
 
Na unidade anterior, vimos que existe um determinado número de elementos no 
universo, que formam milhões de compostos, cada qual com uma composição química 
característica. Isso ocorre porque a maioria dos elementos químicos não apresenta existência 
isolada, ou seja, a maioria dos elementos químicos podem ser encontrados combinados com 
outros átomos iguais a ele, ou com átomos de outros elementos, de diferentes maneiras, 
formando diferentes compostos. As ligações químicas são, a parte fundamental da química e 
das reações químicas. 
 
 
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A maioria dos átomos encontra uma configuração mais estável, formando ligações 
químicas com outros átomos. Existem dois tipos principais de ligações químicas: iônica e 
covalente. 
 
4.1) LIGAÇÃO IÔNICA: 
Uma ligação iônica ocorre quando um ou mais elétrons são transferidos da camada de 
valência (camada mais externa) de um átomo para a camada de valência de outro. 
O átomo que perde elétrons torna-se um íon positivo (cátion), enquanto o átomo que 
ganha elétrons torna-se negativamente carregado (ânion). 
Esses íons formados podem ser mantidos juntos por fortes forças eletrostáticas, 
chamadas ligação iônica ou eletrovalente. 
Exemplos: 
1) União entre Na e Cl: 
 
 
 
 
Este processo pode ser esquematizado simplificadamente, representando-se por pontos 
os elétrons da última camada, chamada camada de valência, ao redor do símbolo do 
elemento, ou seja, utilizando estruturas de Lewis: 
2) União entre Ca e Cl: 
 
 
 
 
 
 
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3) União entre Al e O: 
 
 
 
 
 
4.1.1) Fórmulas dos compostos iônicos: 
Ligações iônicas são encontradas em compostos formados por metais com não-
metais. 
Ao serem escritas as fórmulas para os compostos iônicos, duas regras são seguidas: 
• o íon positivo é sempre escrito primeiro na fórmula; 
• a relação de íons positivos e negativos é sempre escolhida de forma que o total de 
cargas positivas e negativas seja igual. O composto precisa ser eletricamente neutro. 
 
Assim, para escrever a fórmula de um composto iônico basta descobrir qual a carga do 
íon estável formado pelo elemento e, a seguir, utilizar a seguinte regra prática: 
 
 
 
Exemplos: 
 
 
 
 
 
 
4.1.2) Íons Poliatômicos: 
Há muitas substâncias que contém íons compostos por mais de um átomo (isto é, íons 
poliatômicos). As fórmulas destes compostos são determinadas pelos números relativos de 
cátions e ânions que devem estar presentes a fim de se chegar a um sólido neutro. 
 
 
 
 
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A tabela abaixo mostra alguns íons poliatômicos comuns: 
 
 
Exemplos: 
1) Qual a fórmula da substância que contém os íons Na + e CO3 2 -? 
 
 
 
2) O fosfato de cálcio, um composto iônico que é um importante fertilizante, contém os íons 
Ca +2 e PO4 3 - .Qual a sua fórmula? 
 
 
 
 
 
 
 
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Exercícios de aprendizagem: 
57) Qual é a fórmula do composto resultante da união dos elementos 16 X e 20Y? 
 
 
58) Escreva a fórmula dos compostos formados pelos seguintes pares de elementos: 
a) Na e Br 
 
b) O e K 
 
c) Mg e S 
 
d) Li e O 
 
e) H e Ba 
 
f) Mg e P 
 
59) As configurações eletrônicas de dois elementos X e Y terminam, respectivamente, em 2p4 
e 3p1. Qual a fórmula do composto iônico formado por eles? 
 
 
 
60) Escreva as fórmulas para os compostos formados pelos seguintes pares de íons: 
a) Fe 3+; HPO42- 
 
b) K+; N3- 
 
c) Ni 2+; NO3 - 
 
d) Cu 2+;
 
C2H3O2- 
 
 
 
 
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e) Ba 2+; SO3 2- 
 
 
61) O composto formado pela combinação do elemento 20X com o elemento 9Y, tem qual 
fórmula? 
 
 
 
62) Os átomos dos metais alcalinos terrosos (M) apresentam dois elétrons em sua camada de 
valência. É de prever que os óxidos e os cloretos desses metais tenham, respectivamente, as 
fórmulas mínimas: 
a) MO e MCl2 
b) MO e MCl 
c) MO2 e MCl 
d) MO2 e MCl4 
e) M2O e MCl2 
 
 63) Faça a distribuição eletrônica dos elementos representados por símbolos genéricos nos 
ítens abaixo e indique se eles possuem tendência a formar cátion ou ânion. Forneça a carga 
elétrica que cada íon iria adquirir no caso de estabelecer uma ligação iônica com outro 
elemento: 
a) 13A 
 
b) 20B 
 
c) 7X 
 
d) 35Y 
 
e) 37M 
 
f) 34N 
 
 
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4.2) LIGAÇÃO COVALENTE: 
Uma ligação covalente é formada quando dois elétrons, cada um proveniente de um 
átomo, são compartilhados igualmente pelos dois núcleos atômicos, ou seja, uma ligação 
covalente resulta do compartilhamento de um par de elétrons entre os átomos. 
Quando dois átomos, como os de hidrogênio, compartilham um par de elétrons, os 
spins dos elétrons ficam emparelhados. Esse é um importante aspecto da ligação covalente. 
Cada átomo de H completa sua camada de valência adquirindo uma fração de um elétron de 
outro átomo. 
A ligação covalente pode ser esquematizada, representando-se o par de elétrons da 
ligação como um par de pontos entre os dois átomos, utilizando estruturas de Lewis: 
 
 
 
Os elétrons de valência que não são utilizados na ligação são denominados elétrons 
não-ligantes ou pares isolados. 
Exemplo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Simbologia: 
 fórmula eletrônica (fórmula de Lewis): 
 H : H 
 
 fórmula estrutural: 
 H - H 
 
 fórmula molecular: 
 H2 
Exercícios de aprendizagem: 
64) Com quantos átomos de hidrogênio, o fósforo se liga para formar a fosfina, PH?? 
 
 
65) Escreva as estruturas de Lewis e as estruturas em linhas para as substâncias abaixo, 
mostrando todos os elétrons não-ligantes: 
a) CHCl3 
 
 
 
b) H3CNH2 
 
 
 
c) H2S 
 
 
 
d) C2H6 
 
 
 
 
 
 
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66) Quais das seguintes substâncias têm ligações covalentes e quais têm ligações iônicas? 
a) CH4 
 
 
b) CH2Cl2 
 
 
c) LiI 
 
 
d) KBr 
 
 
e) Cl2 
 
4.2.1) Estruturas de Lewis: a regra do octeto: 
As estruturas de Lewis permitem prever as formas das moléculas ou íons. 
 
 Regras para escrever as estruturas de Lewis: 
a) Desenhar o esqueleto molecular, ou seja, decidir que átomos estão ligados entre si. 
Geralmente o arranjo mais simétrico de átomos tem maior probabilidade de estar correto. 
 
b) Contar todos os elétrons de valência dos átomos. No caso de ser um íon, acrescente um 
elétron para cada carga negativa ou subtraia um elétron para cada carga positiva. 
 
c) Colocar um par de elétrons em cada ligação. 
 
d) Completar os octetos dos átomos ligados ao átomo central. 
 
e) Colocar todos os elétrons adicionais no átomo central, em pares. 
 
 
 
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f) Se o átomo central ainda tiver menos que um octeto deve-se formar ligações múltiplas, para 
que cada átomo possua um octeto. 
 
Exemplos: 
1) Qual a estrutura de Lewis para o CCl4? 
 
 
 
 
2) Qual a estrutura de Lewis para o íon carbonato, CO3 2 -? 
 
 
 
 
Exercícios de aprendizagem: 
67) Qual a estrutura de Lewis para o C2H6? 
 
 
 
68) Qual a estrutura de Lewis para o íon amônio, NH4+? 
 
 
 
69) Qual a estrutura de Lewis para o NH3? 
 
 
 
70) Qual a estrutura de Lewis para a molécula de etileno, C2H4? 
 
 
 
71) Qual a estrutura de Lewis para o CH2O? 
 
 
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72) Qual a estrutura de Lewis para o C3H8 ? 
 
 
 
 
4.2.2) Exceções a regra do octeto: 
Infelizmente, nem sempre é possível prever a fórmula de uma molécula covalente com 
base nas regras acima. Existem muitos exemplos de compostos covalentes que nãoobedecem 
a regra do octeto. 
 Exceção 1: 
Existem muitas moléculas nas quais o átomo central tem mais do que oito elétrons em sua 
camada de valência. 
Exemplo: 
PCl5 
 
 
 
 
 
 
Neste caso, dizemos que a camada de valência se expandiu, de maneira a acomodar os 
cinco pares de elétrons. 
 
 Exceção 2: 
Algumas vezes, a camada de valência de um átomo contém número menor do que seu 
octeto. 
Exemplos: 
BF3 
 
 
 
 
 
 
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Aqui, a camada de valência do B contém 3 pares de elétrons e novamente a regra do 
octeto é desrespeitada. 
Exercício de aprendizagem: 
 
73) Dê a estrutura de Lewis para o H2SO4: 
 
 
 
 
 
 
 4.2.3) Geometria Molecular: 
Todas as moléculas têm formas que podem ser consideradas como derivadas de um 
conjunto básico de cinco geometrias diferentes. São elas: 
 ■ linear 
 ■ triangular 
 ■ tetraédrica 
 ■ bipirâmide trigonal 
 ■ octaédrica 
 
4.2.3.1) Teoria da repulsão dos pares dos elétrons da camada de valência: 
Esta teoria propõe que o arranjo geométrico dos átomos ou grupos de átomos em torno 
de algum átomo central seja determinado somente pela repulsão entre os pares de elétrons 
presentes na camada de valência do átomo central. 
As bases do método são: 
a) os pares eletrônicos da camada de valência de um átomo tendem a se orientar de 
maneira que sua energia total seja mínima. Isto significa que eles ficam tão próximos 
quanto possível do núcleo e ao mesmo tempo ficam o mais afastado possível entre si, 
a fim de minimizar as repulsões eletrônicas. 
 
b) os pares eletrônicos não compartilhados são mais esparramados e mais volumosos do 
que os pares compartilhados. A repulsão é maior entre dois pares não compartilhados. 
 
 
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c) as forças de repulsão decrescem rapidamente com o aumento do ângulo entre os pares. 
Elas são fortes a 90 0, mais fracas a 120 0 e muito mais fracas a 180 0. 
 Passos para a determinação da forma geométrica: 
a) esquematizar a estrutura de Lewis da molécula. Mostra que a regra do octeto é 
obedecida e se for necessário pode-se expandir a camada de valência do átomo central 
para acomodar todos os pares de elétrons. 
 
b) determinar o número estérico, o número total de pares de elétrons na camada de 
valência do átomo central. Orientar esses pares ao redor do átomo central de maneira 
a minimizar a repulsão entre os pares. 
 
c) determinar o número de pares isolados. Localizá-los de maneira que repulsões 
entre pares isolados e entre pares isolados e compartilhados sejam mínimas. 
 
Exemplos: 
AsCl3 
 
 
 
 
 
 
 
SF4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
86 
Exercícios de aprendizagem: 
74) Prever a forma geométrica de: 
a) H2O 
 
b) CHCl3 
 
c) SF6 
 
d) BF4 - 
 
e) BrF5 
 
f) NF3 
 
g) PF6 – 
 
h) NH4 + 
 
i) H2S 
 
j) CO2 
 
k) H2CO 
 
4.2.4) Polaridade das ligações e das moléculas: 
 Polaridade de ligações: 
Uma ligação covalente é formada por um par de elétrons distribuídos entre dois 
átomos, isto é, por um par de elétrons compartilhados. 
A - B 
 
 
 
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Se A e B são átomos idênticos, as distribuições dos elétrons compartilhados serão 
simétricas, influenciadas igualmente pelos dois núcleos idênticos e a ligação é chamada 
ligação covalente apolar. 
Exemplo: 
 
 
 
 
Nestes casos, ambos os átomos tem a mesma eletronegatividade, ou seja, ambos 
apresentam a mesma capacidade de atrair elétrons, portanto o par é compartilhado igualmente 
pelos dois átomos. 
Se as eletronegatividades dos dois átomos em uma ligação são diferentes, o par de 
elétrons passará a maior parte do tempo em torno do elemento mais eletronegativo e a ligação 
é chamada ligação covalente polar ou polarizada. O elemento mais eletronegativo em uma 
ligação covalente polar tem carga parcial negativa e o menos eletronegativo tem carga 
parcial positiva. 
Exemplo: 
 
 
 
 
Os dois átomos em uma ligação covalente polar apresentam um dipolo elétrico, uma 
carga positiva próxima a uma igual, mas oposta carga negativa. 
Portanto: 
"Uma ligação covalente polar é uma ligação entre dois átomos com cargas 
elétricas parciais, devido as suas diferenças de eletronegatividade." 
"Cargas parciais geram um momento de dipolo elétrico." 
 
 
 
 
 
 
 
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Exercícios de aprendizagem: 
75) Analisando a variação da eletronegatividade na tabela periódica, diga qual das ligações a 
seguir é mais polar, qual é a menos polar e qual é apolar: H-O; H-I; H-P; H-N; H-F; H –H. 
 
 
 
 
76) Explique quando ocorre uma ligação covalente apolar e uma ligação covalente polar. 
Indique o tipo de ligação covalente (polar ou apolar) que ocorre entre os átomos das 
substâncias abaixo: 
a) H2O 
 
 
 
b) I2 
 
 
 
c) NH3 
 
 
 
d) CO2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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77) Classifique em polares ou apolares as ligações covalentes indicadas por letras minúsculas 
nas fórmulas estruturais apresentadas a seguir: 
 Moléculas Polares: 
Uma molécula polar apresenta momento de dipolo, enquanto uma molécula apolar 
não apresenta momento de dipolo. 
No caso de moléculas diatômicas, a polaridade depende somente da polaridade da 
ligação. 
"Todas as moléculas diatômicas formadas por átomos de diferente 
eletronegatividade são ao menos levemente polares. Todas as moléculas diatômicas 
formadas por átomos iguais, são apolares." 
Quando 3 ou mais átomos estão ligados entre si, é possível que a moléculas seja 
apolar, ainda que existam ligações polares. Isso acontece quando os dipolos individuais 
cancelam-se um com outro. Para isso, é necessário o conhecimento da geometria molecular. 
Exemplo: 
 
 
 
 
 
Exercício de aprendizagem: 
78) Indique a geometria molecular das substâncias e a seguir diga se elas são polares ou 
apolares: 
a) CS2 
 
 
 
 
90 
b) NH3 
 
 
 
 
 
c) BF3 
 
 
 
79) Quais das seguintes moléculas possuem ligações polares: F2 ; HF; BrCl; CCl4; CHCl3 e 
H3COH. Quais são moléculas polares?