PV - 3 Série - Livro 1 - Octa Mais-336

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QUÍMICA – FRENTE 11006
ATIVIDADES 4 E 5
As ligações químicas
Gases nobres e a regra do octeto
Gás nobre Configuração eletrônica Camada de valência
2He 1s
2 1s2
10Ne 1s
2 2s2 2p6 2s2 2p6
18Ar 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3s2 3p6
36Kr 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4s2 4p6
54Xe 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 5s2 5p6
86Rn 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 6s2 6p6
294Og 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 7s2 7p6
 � Ligação iônica ou eletrovalente
Esse tipo de ligação acontece entre átomos com tendên-
cias contrárias, ou seja, átomos com tendência a perder elé-
trons (metais) e átomos com tendência a receber elétrons 
(ametais e hidrogênio).
Ao perder elétrons, um átomo adquire carga positiva, 
tornando-se um cátion. Ao ganhar elétrons, adquire carga 
negativa, tornando-se um ânion. Esses íons com cargas opos-
tas (cátions e ânions) sofrem atração eletrostática, formando 
o que chamamos de ligação iônica.
Os elementos metálicos apresentam 1, 2 ou 3 elé-
trons na camada de valência. Dessa forma, têm tendên-
cia a perder elétrons da camada de valência para adquirir 
configuração eletrônica de gás nobre com sua penúltima 
camada.
Cátions de alguns elementos representativos
Grupo Íon Valência
1 Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+ Monovalente (1+)
2 Be2+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+ Bivalente (2+)
13 Al3+ Trivalente (3+)
Observe, a seguir, o exemplo do magnésio (Mg).
2s22p6 12Mg
2+3s21s2 2s22p61s212Mg
8 elétrons 2 elétrons
na camada
de valência
8 elétrons
na camada
de valência
⇒ 
perde
2 elétrons ⇒
Já os ametais dos grupos 15, 16 e 17 apresentam ten-
dência a receber elétrons para completar sua camada de va-
lência de acordo com a regra do octeto e, com isso, adquirir 
a configuração eletrônica de gases nobres.
Observe o exemplo a seguir para o oxigênio (O).
2s22p4 8O
2−1s2 2s22p61s28O
6 elétrons
na camada
de valência
8 elétrons
na camada
de valência
⇒ ⇒recebe 2 elétrons
Para entender como ocorre uma ligação iônica, obser-
ve como seria uma reação entre um átomo de sódio e um 
átomo de cloro (ambos neutros e isolados em seus estados 
gasosos), em que ocorre a formação de cloreto de sódio, 
principal componente do sal de cozinha.
Na + Cl → NaCl
O átomo de sódio tem apenas um elétron em sua camada 
de valência e, nessa reação, cede esse elétron para o átomo de 
cloro, que possui sete elétrons em sua camada de valência, para 
que ambos obtenham a configuração estável de um gás nobre.
11Na 17Cl
11Na 17Cl
+
11Na 17Cl
+
Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Como os íons formados têm cargas opostas, associam-
-se por atração eletrostática, estabelecendo, então, a ligação 
iônica. Os compostos formados são eletricamente neutros e 
denominados de compostos iônicos. 
Formação da ligação iônica do cloreto de sódio.
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QUÍMICA – FRENTE 11006
ATIVIDADES 4 E 5
As ligações químicas
Gases nobres e a regra do octeto
Gás nobre Configuração eletrônica Camada de valência
2He 1s
2 1s2
10Ne 1s
2 2s2 2p6 2s2 2p6
18Ar 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3s2 3p6
36Kr 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4s2 4p6
54Xe 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 5s2 5p6
86Rn 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 6s2 6p6
294Og 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 7s2 7p6
 � Ligação iônica ou eletrovalente
Esse tipo de ligação acontece entre átomos com tendên-
cias contrárias, ou seja, átomos com tendência a perder elé-
trons (metais) e átomos com tendência a receber elétrons 
(ametais e hidrogênio).
Ao perder elétrons, um átomo adquire carga positiva, 
tornando-se um cátion. Ao ganhar elétrons, adquire carga 
negativa, tornando-se um ânion. Esses íons com cargas opos-
tas (cátions e ânions) sofrem atração eletrostática, formando 
o que chamamos de ligação iônica.
Os elementos metálicos apresentam 1, 2 ou 3 elé-
trons na camada de valência. Dessa forma, têm tendên-
cia a perder elétrons da camada de valência para adquirir 
configuração eletrônica de gás nobre com sua penúltima 
camada.
Cátions de alguns elementos representativos
Grupo Íon Valência
1 Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+ Monovalente (1+)
2 Be2+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+ Bivalente (2+)
13 Al3+ Trivalente (3+)
Observe, a seguir, o exemplo do magnésio (Mg).
2s22p6 12Mg
2+3s21s2 2s22p61s212Mg
8 elétrons 2 elétrons
na camada
de valência
8 elétrons
na camada
de valência
⇒ 
perde
2 elétrons ⇒
Já os ametais dos grupos 15, 16 e 17 apresentam ten-
dência a receber elétrons para completar sua camada de va-
lência de acordo com a regra do octeto e, com isso, adquirir 
a configuração eletrônica de gases nobres.
Observe o exemplo a seguir para o oxigênio (O).
2s22p4 8O
2−1s2 2s22p61s28O
6 elétrons
na camada
de valência
8 elétrons
na camada
de valência
⇒ ⇒recebe 2 elétrons
Para entender como ocorre uma ligação iônica, obser-
ve como seria uma reação entre um átomo de sódio e um 
átomo de cloro (ambos neutros e isolados em seus estados 
gasosos), em que ocorre a formação de cloreto de sódio, 
principal componente do sal de cozinha.
Na + Cl → NaCl
O átomo de sódio tem apenas um elétron em sua camada 
de valência e, nessa reação, cede esse elétron para o átomo de 
cloro, que possui sete elétrons em sua camada de valência, para 
que ambos obtenham a configuração estável de um gás nobre.
11Na 17Cl
11Na 17Cl
+
11Na 17Cl
+
Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Como os íons formados têm cargas opostas, associam-
-se por atração eletrostática, estabelecendo, então, a ligação 
iônica. Os compostos formados são eletricamente neutros e 
denominados de compostos iônicos. 
Formação da ligação iônica do cloreto de sódio.
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QUÍMICA – FRENTE 1
ATIVIDADES 4 E 5
As ligações químicas
1007
Quando escrevemos a fórmula NaCl, estamos escrevendo, 
na verdade, a fórmula mínima desse composto. Na prática, um 
composto iônico é formado por um número muito grande e in-
determinado de cátions e ânions, atraídos mutuamente, que se 
agrupam de maneira alternada, formando agregados tridimen-
sionais chamados de retículos cristalinos ou cristais iônicos.
Cl−
Cl− Na+
Na+
Símbolo de Lewis
Lewis percebeu que as ligações químicas poderiam ser 
explicadas, caso os elétrons da camada de valência envolvi-
dos fossem representados da forma que atualmente conhe-
cemos como símbolo de Lewis.
H
Hidrogênio
Carbono Neônio Nitrogênio Cloro
Oxigênio Hélio Flúor
O He F
C Ne N Cl
Nos símbolos de Lewis, os pontos representam os elé-
trons. Os primeiros elétrons são dispostos de maneira que 
fiquem o mais afastado possível uns dos outros ao redor do 
elemento químico, como podemos ver nos elementos hidro-
gênio, hélio e carbono. Em seguida, os demais elétrons são 
distribuídos formando pares com os anteriores, como nos de-
mais elementos apresentados na mesma imagem. Utilizando a 
representação sugerida por Lewis, podemos representar essa 
reação usando apenas os elétrons da camada de valência.
Na Cl ClNa+
A representação da ligação iônica pelo método de Lewis 
é uma ferramenta pedagógica que permite encontrar a 
 fórmula mínima de diversos compostos iônicos. Veja o exem-
plo a seguir.
Representação dos cristais de NaCl.
Símbolo de Lewis de alguns elementos químicos.
• Formação do hidreto de cálcio, ligação entre cálcio e 
hidrogênio:
20Ca → 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
1H → 1s
1
Ca H
H H
H
Ca2+
_
_ CaH2
Determinação da fórmula mínima de um 
composto iônico
A fórmula mínima de um composto iônico deve mos-
trar a menor proporção inteira de cátions e ânions, de modo 
que a quantidade total de elétrons perdidos seja igual à 
quantidade total de elétrons recebidos, e,assim, garantir que 
a substância seja eletricamente neutra.
Uma forma prática de determinar essa fórmula é inver-
ter os valores das cargas, transformando o numeral da carga 
em coeficiente dos átomos.
A B AYBXY
_+X
Observe o exemplo a seguir.
• Formação do sulfeto de alumínio, ligação entre o alumí-
nio e o enxofre:
13Al → 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p1
16S → 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p4
Al2S3Al3+ S2–
Propriedades dos compostos iônicos
Essas substâncias são sólidas e de forma bem definida 
em temperatura e pressão ambiente (25 °C e 1 atm). Os íons 
positivos e negativos formam uma estrutura cristalina man-
tida pela atração de cargas opostas presente neles. Assim, é 
necessária muita energia para separar os íons que formam a 
estrutura iônica, ou seja, que apresentam altas temperaturas 
de fusão e ebulição.
Quando aplicada uma força sobre o cristal, as camadas 
de íons da estrutura cristalina podem deslizar, fazendo com 
que íons de mesma carga fiquem próximos uns dos outros, 
repelindo-se e fraturando o cristal.
Para uma substância conduzir eletricidade, ela deve 
conter partículas carregadas que possam se movimentar. As 
substâncias iônicas, em estado sólido, não conduzem eletri-
cidade porque seus íons não são capazes de se movimentar 
na estrutura cristalina. Porém, quando essas substâncias são 
fundidas ou dissolvidas em água, os íons podem se movimen-
tar livremente no meio em que se encontram e transportar a 
corrente elétrica.
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QUÍMICA – FRENTE 11008
ATIVIDADES 4 E 5
As ligações químicas
 � Ligação covalente
O modelo do retículo cristalino explica a formação de 
ligações iônicas e suas propriedades. Porém, a maioria das 
substâncias com as quais temos contato não apresenta as ca-
racterísticas dos materiais iônicos.
Para explicar a existência desses materiais, é necessário ou-
tro modelo de ligação entre os átomos. Para entendermos esse 
modelo, vamos considerar inicialmente o caso mais simples: a 
ligação covalente entre dois átomos de hidrogênio. Observe que 
cada átomo de hidrogênio apresenta um elétron na última ca-
mada e precisa receber um elétron para adquirir a configuração 
eletrônica semelhante à de um gás nobre, nesse caso, do gás 
hélio. O processo pelo qual eles se combinam, formando a mo-
lécula de hidrogênio (H2), pode ser representado pela equação 
a seguir, em que cada ponto representa um elétron.
H + H H H
À medida que os dois átomos se aproximam, aparecem duas 
forças: o núcleo de cada um dos átomos atrai o elétron do outro; 
e ambos os núcleos repelem-se entre si. O equilíbrio entre es-
sas forças ocorre a uma determinada distância entre os átomos 
(comprimento da ligação), que corresponde à situação de menor 
energia (energia potencial mínima) e máxima estabilidade.
Na distância da ligação, os dois núcleos atraem igualmente 
ambos os elétrons. Essa atração, que faz com que os átomos 
de hidrogênio permaneçam juntos, constitui a ligação covalente.
0
–100
–200
–300
–400
–432
–500
74
(H2 comprimento
de ligação)
Distância internuclear (pm)
100 200
Energia
liberada
quando a
ligação é
formada
(energia
de ligação
negativa)
4
4
3
3
2
2
1
1Energia
absorvida
quando a
ligação é
quebrada
(energia
de ligação
positiva)
En
er
gi
a 
po
te
nc
ia
l (
kJ
/m
ol
)
+
Comportamento da energia potencial quando dois átomos de 
hidrogênio se aproximam.
Observe agora um exemplo de formação do cloreto de 
hidrogênio por meio da ligação covalente entre o hidrogênio 
e o cloro.
• 1H → 1s
1 (precisa receber um elétron)
• 17Cl → 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p5 (precisa receber um elétron)
H HCl Cl
Molécula de HClÁtomos de H e Cl isolados
Nesse caso, ao compartilharem um par de elétrons, 
o átomo de hidrogênio passa a ter dois elétrons na sua 
camada de valência, e o do cloro, oito, ou seja, ambos 
adquirem a configuração eletrônica semelhante à de um 
gás nobre. Observe que o par de elétrons compartilhado 
é colocado entre os dois átomos, e os outros três pares 
de elétrons do cloro, que não participaram da ligação, são 
agrupados ao redor dele, pois não são compartilhados. A 
estrutura mostrada chama-se estrutura de Lewis ou fór-
mula eletrônica.
Uma representação alternativa à fórmula de Lewis e 
muito utilizada na representação de moléculas é a fórmula 
estrutural ou fórmula estrutural plana, em que o par de 
elétrons compartilhado é substituído por um traço sim-
ples, e os elétrons não compartilhados são omitidos. Ob-
serve as fórmulas estruturais planas para os dois exemplos 
anteriores.
H — H     H — Cl
Entre dois átomos, pode acontecer o compartilhamento 
de mais de um par de elétrons. Uma ligação com dois pares 
de elétrons compartilhados é denominada de ligação dupla; 
uma com três pares, ligação tripla. Observe o exemplo da 
molécula de oxigênio (O2).
• 8O → 1s
22s22p4 (cada átomo de oxigênio precisa receber 
dois elétrons)
O O
Átomos isolados Estrutura de Lewis
Molécula de O2
Fórmula estrutural
Molécula de O2
O O O O=
Para desenhar uma estrutura de Lewis, deve-se inicial-
mente determinar o número total de elétrons na camada de 
valência, o número de compartilhamentos que cada átomo 
realizará para completar o octeto e, depois, distribuir os pa-
res eletrônicos na estrutura. Observe os exemplos na tabela 
a seguir.
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