QUIMICA AULA 2

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QUÍMICA GERAL 
AULA 2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Marcos Baroncini Proença 
 
 
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CONVERSA INICIAL 
Na Aula 1, vimos a teoria sobre a estrutra dos átomos e também como 
representar a estrutura atômica dos elementos químicos. Agora, valendo-nos 
deste conhecimento, desenvolveremos nesta aula os conceitos das ligações 
químicas que ocorrem entre os elementos, as caraterísticas destas ligações e a 
influência que terão nas propriedades dos materiais de engenharia que formam. 
Assim, o objetivo desta aula é levar o aluno a adquirir este conhecimento e 
habilitá-lo a predizer algumas das propriedades dos materiais de engenharia em 
função das ligações que os formam. 
TEMA 1 – PRINCÍPIOS FUNDAMENTAIS 
Para entender melhor como funcionam as ligações químicas, temos de 
compreender a dinâmica envolvida entre a atração exercida do núcleo para os 
elétrons localizados no último nível de energia, sendo esta localização chamada 
de “camada de valência”. Assim, abordaremos alguns princípios fundamentais 
de física e química considerados importantes para esta finalidade. 
1.1 Lei da Gravitação Universal 
Pouco se sabia sobre gravitação até o século XVII, quando Isaac Newton 
publicou a famosa Lei da Gravitação Universal, emseu Livro Principia 
Mathematica, no qual postulou que “uma partícula atrai qualquer outra partícula 
no universo com uma força que é diretamente proporcional ao produto de suas 
massas e inversamente proporcional ao quadrado da distância entre seus 
centros". A equação desta lei é: 
𝐹 = 𝐺.
𝑚1. 𝑚2
𝑑2
 
Figura 1: Isaac Newton 
. 
 
 
3 
Fonte: Biography. Disponível em <https://www.biography.com/people/isaac-newton-9422656>. 
Acesso: 22 mar. 2018. 
Esta teoria, que governa a atração entre corpos celestiais, também pode 
ser aplicada à estrutura atômica, considerando tanto o próton quanto o elétron e 
o nêutron como partículas contendo massa. 
1.2 Lei da Atração Eletrostática 
No século XVIII, o cientista francês Charles Coulomb conseguiu 
estabelecer experimentalmente uma expressão matemática que nos permite 
calcular o valor da força entre dois pequenos corpos eletrizados. Coulomb 
verificou que o valor dessa força (seja de atração ou de repulsão) é tanto maior 
quanto maiores forem os valores das cargas nos corpos, e tanto menor quanto 
maior for a distância entre eles. 
Para medir as forças, Coulomb aperfeiçoou o método de detectar a força 
elétrica entre duas cargas por meio da torção de um fio. A partir dessa ideia, 
criou um medidor de força extremamente sensível, denominado “balança de 
torção”. 
Figura 2: Charles Coulomb e sua balança de torção 
 
Fonte: Famous Scientists. Disponível em: <https://www.famousscientists.org/charles-augustin-
de-coulomb/>. Acesso: 22 mar. 2018. 
Esta teoria, que governa a atração entre corpos eletrizados, também pode 
ser aplicada à estrutura atômica, considerando que o próton presente no núcleo 
tem carga positiva e o elétron ao redor do núcleo tem carga negativa de igual 
intensidade. 
 
 
 
4 
1.3 Segundo postulado da Teoria Atômica de Bohr 
Bohr, no segundo postulado da sua Teoria Atômica, apresentou o 
conceito de que “fornecendo um quantum de energia a um átomo, um ou mais 
elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo, tendendo 
posteriormente a liberar esta energia para voltarem a seu estado de energia 
inicial”. É importante salientar que este conceito vale para todos os níveis de 
energia ao redor do núcleo, incluindo o da camada de valência. 
1.4 Conceito de Eletronegatividade 
Em seu livro The Nature of the Chemical Bond, publicado em 1939, Linus 
Pauling apresentou o conceito de eletronegatividade como resultado de seus 
estudos sobre energias das ligações químicas, definindo-a como “a medida 
relativa da força de atração de átomos sobre elétrons, na formação da ligação 
química com outro elemento”. Inclusive, Linus Pauling apresentou uma escala 
desta eletronegatividade, partindo de valores qualitativos da ionicidade de 
ligações químicas entre elementos que obteve em seus experimentos; Esta 
escala é até hoje usada. A eletronegatividade é uma das propriedades periódicas 
que serão abordadas na aula 3, sobre Tabela Periódica. 
A grande importância deste conceito reside no fato de a 
eletronegatividade fornecer a tendência de um átomo ganhar ou perder elétrons 
em uma ligação química. Segundo a escala, que vai de 0,7 a 4,0, elementos de 
eletronegatividade entre 0,7 e 1,9 tendem a perder elétrons e elementos de 
eletronegatividade entre 2,0 e 4,0 tendem a ganhar elétrons. 
 
 
 
5 
Figura 3: Variação da eletronegatividade 
 
Fonte: Química, a ciência central, 2005. 
TEMA 2 – CÁTION, ÂNION E LIGAÇÃO IÔNICA 
Uma vez apresentados os princípios fundamentais de física e química no 
Tema 1, vamos aplicá-los para definir o que seja cátion, ânion e, em função 
disso, apresentar a Ligação Iônica e caracterizá-la. 
2.1 Cátion e ânion 
Iniciaremos nossa definição partindo da premissa de que os orbitais 
relacionados às ligações químicas são os s e p. Também partiremos da 
observação de que, nas camadas de valência dos elementos, estão presentes 
apenas estes dois orbitais. Como no orbital s podem existir no máximo dois 
elétrons e no orbital p podem existir no máximo seis elétrons, é possível concluir 
que na camada de valência haverá de um a oito elétrons envolvidos nas ligações 
químicas. Vamos, então, assumir um ponto intermediário, com a camada 
possuindo quatro elétrons. 
Abaixo deste ponto intermediário haverá camadas de valência com um, 
dois e três elétrons. Analisando esta camada em função da Lei da Gravitação 
Universal e da Força de Atração Coulombiana, teremos aí uma baixa massa de 
elétrons e uma baixa carga negativa. Assim, os elétrons desta camada estarão 
fracamente ligados ao núcleo, ainda mais fracamente ligados à medida que o 
 
 
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raio atômico for aumentando. Esta observação deve ser complementada com a 
eletronegatividade, que aumenta à medida que a camada de valência se 
aproxima do núcleo de forma bastante acentuada. Assim, adicionando a estas 
considerações o segundo postulado da Teoria Atômica de Bohr, elementos com 
um a três elétrons na camada de valência terão estes elétrons fracamente 
ligados ao núcleo e, consequentemente, quando receberem energia, vão perdê-
los, pois “pularão” para fora da estrutura atômica. Assim, passarão a ter um 
número menor de elétrons do que o de prótons no núcleo, passando a serem 
ionizados positivamente, ou seja, a se comportarem como íons de carga positiva. 
Estes íons de carga positiva são denominados de “cátions”. 
 Acima do ponto intermediário haverá camadas de valência com cinco, 
seis e sete elétrons. Analisando esta camada em função da Lei da Gravitação 
Universal e da Força de Atração Coulombiana, teremos aí uma elevada massa 
de elétrons e uma elevada carga negativa. Assim, os elétrons desta camada 
estarão fortemente ligados ao núcleo, estando ainda mais fortemente ligados à 
medida que o raio atômico for diminuindo. Esta observação deve ser 
complementada com a eletronegatividade, que aumenta à medida que a camada 
de valência se aproxima do núcleo de forma bastante acentuada. Assim, 
adicionando a estas considerações o segundo postulado da Teoria Atômica de 
Bohr, elementos com cinco a sete elétrons na camada de valência terão estes 
elétrons fortemente ligados ao núcleo e, consequentemente, quando receberem 
energia, não irão perdê-los. Neste caso entra fortemente o conceito da 
eletronegatividade, pois terão uma elevada força de atração para os elétrons na 
ligação química. Podemos entender o que acontecerá nesta camada 
visualizando que todos os elétrons, ao receberem energia, tendem a pular para 
níveis de energia maiores. Como os elétrons desta camada de valência estão 
fortemente atraídos ao núcleo, não conseguirão fazer isso, mas aumentarão o 
raio desta camada devalência gerando uma expansão, a qual permitirá que 
elétrons atraídos entrem nesta camada. Assim, passarão a ter um número maior 
de elétrons do que o de prótons no núcleo, sendo ionizados negativamente, ou 
seja, comportando-se como íons de carga negativa. Estes íons de carga negativa 
são denominados de “ânions”. 
Vamos salientar que, no ponto intermediário, ou seja, na camada de 
valência com quatro elétrons, o comportamento de um elemento acompanhará 
o comportamento do elemento com o qual estiver fazendo a ligação. Assim, se 
 
 
7 
o elemento com o qual fará ligação se tornar cátion, ele também se tornará. Se 
o outro elemento virar ânion, ele também virará. 
Precisamos reforçar também que elementos com oito elétrons na camada 
de valência estão com os orbitais s e p completos, portanto, não se ligarão a 
outros elementos; apenas farão ligações com átomos do mesmo elemento. 
2.2 Ligação Iônica 
É importante observar que cátions e ânions aparecem simultaneamente. 
Então, os elétrons que “pularam” para fora do cátion são atraídos e, 
consequentemente, transferidos para o ânion. Assim, sempre haverá cátions na 
presença de ânions devido a esta transferência de elétrons. Por atração 
coulombiana, os cátions e ânions sofrerão uma forte atração uns para os outros 
e farão uma forte ligação química. 
Esta ligação, por envolver íons positivos e negativos gerados pela 
transferência de elétrons, é denominada de “Ligação Iônica”. 
Portanto, a Ligação Iônica é aquela na qual cátions e ânions gerados pela 
transferência de elétrons ligam-se fortemente por atração coulombiana. De fato, 
este tipo de ligação é o de maior energia. 
Para exemplificar o que foi dito, vamos analisar os átomos de sódio (Na) 
e cloro (Cl). O sódio (Na) tem Z = 11 e A = 23. Consequentemente, terá 11 
prótons, 11 elétrons e 12 nêutrons em sua estrutura atômica. Por isso podemos 
dizer que tem 11 elétrons distribuídos da seguinte forma: 1s2 2s2 2p6 3s1. A 
representação de sua estrutura atômica seria: 
Figura 4: Representação do átomo de sódio (Na) 
 
 
 
8 
Como possui um elétron na camada de valência, o sódio tende a perdê-
lo, ficando assim: 
Figura 5: Representação do cátion sódio (Na1+) 
Na+ 
Repare que, ao perder o elétron, o Na passou a ter uma carga positiva a 
mais, pois manteve o mesmo número de prótons no núcleo e perdeu elétrons da 
camada de valência. Assim, passou a ser um íon com carga positiva, ou seja, 
um cátion Na1+. Este 1+ que aparece sobrescrito ao sódio representa uma carga 
positiva excedente. Podemos representar o que aconteceu de seguinte forma: 
Figura 6: Representação da transformação do átomo de sódio em cátion sódio 
 
O cloro (Cl) tem Z = 17 e A = 35. Consequentemente, possui 17 prótons, 
18 nêutrons e 17 elétrons em sua estrutura atômica. Por isso podemos dizer que 
tem 17 elétrons distribuídos da seguinte forma: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. A 
representação de Bohr para ele seria: 
 
 
 
9 
Figura 7: Representação do átomo de cloro 
 
Como possui sete elétrons na camada de valência, o cloro tende a atrair 
elétrons, os quais se alocarão na sua camada de valência. Mas quantos elétrons 
ele pode ter inserido na camada de valência? Observe pela distribuição 
eletrônica que ele possui cinco elétrons no orbital p desta camada. Como no 
orbital p podem existir até seis elétrons, poderá completar o orbital p com o 
elétron faltante, ficando assim: 
Figura 8: Representação do ânion cloro 
Cl- 
Repare que, ao ganhar o elétron, o Cl passou a ter uma carga negativa a 
mais, pois manteve o mesmo número de prótons no núcleo e aumentou o 
número de elétrons. Assim, passou a ser um íon com carga negativa, ou seja, 
um ânion Cl1-. Este 1- que aparece sobrescrito ao cloro representa uma carga 
negativa excedente. Podemos representar o que aconteceu de seguinte forma: 
 
 
 
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Figura 9: Representação da transformação do átomo de cloro em ânion cloro 
 
Neste caso, o elétron que o sódio perdeu foi transferido para o cloro. 
Assim, temos o cátion Na1+ na presença de um ânion Cl1-. Por força de atração 
coulombiana, estes íons se ligarão através da Ligação Iônica. A reação global 
pode ser representada como: 
Figura 10: Representação da Ligação Iônica entre sódio e cloro formando o 
cloreto de sódio 
 
Fonte: Química, a ciência central, 2005. 
É importante ressaltar que a soma das cargas positiva e negativa deve se 
anular. Como a carga do íon sódio é 1+ e a carga do íon cloro é 1-, basta um íon 
sódio para anular a carga do íon cloro. Uma das representações mais usadas 
para este conceito está abaixo. A reação será descrita da seguinte forma: 
Na1+ + Cl1- Na+Cl- 
TEMA 3 – LIGAÇÃO COVALENTE 
Para conceituar a Ligação Covalente, devemos trabalhar a situação na 
qual um átomo de um elemento de eletronegatividade entre 2,0 e 4,0 se ligará a 
outro elemento com eletronegatividade entre 2,0 e 4,0. Neste caso, ambos 
 
 
11 
exercerão atração para os elétrons e, ao receberem energia, terão aumentado o 
raio de suas camadas de valência, gerando uma expansão que permitirá que 
elétrons atraídos entrem nestas camadas. Porém, nenhum elétron irá “pular” 
para fora de sua camada de valência. Como então entrariam nestas camadas? 
Neste caso haverá um “compartilhamento” de elétrons de suas camadas 
de valência, gerando um trecho de camada de valência comum, portanto, uma 
ligação de covalência, ou seja, uma Ligação Covalente. 
3.1 Ligação Covalente Polar e Ligação Covalente Apolar 
Há que se distinguir, dentro da Ligação Covalente, quando esta ocorre 
com átomos de elementos diferentes e quando ocorre com átomos do mesmo 
elemento. Quando dois átomos de elementos diferentes fazem este tipo de 
ligação, ocorrerá um deslocamento da nuvem eletrônica do átomo de menor 
eletronegatividade para o átomo de maior eletronegatividade em função da força 
de atração. Assim, para a molécula formada, teremos uma região de maior 
concentração de elétrons e uma região de menor concentração de elétrons; 
neste caso, será gerada uma polarização na molécula formada. Na região de 
maior concentração de elétrons será gerado um polo negativo, e na região de 
menor concentração de elétrons será gerado um polo positivo. Assim, a ligação 
se denominará Ligação Covalente Polar. Quando átomos de um mesmo 
elemento fazem este tipo de ligação, eles compartilharão pares de elétrons, mas 
sem gerar deslocamento das nuvens eletrônicas. Neste caso, não será gerada 
polarização na molécula e a ligação se denominará Ligação Covalente Apolar. 
Podemos apresentar como exemplos a molécula de hidrogênio (H2) e a 
molécula do ácido fluorídrico (HF). O hidrogênio tem eletronegatividade 2,0 e o 
flúor tem eletronegatividade 4,0. A molécula de H2 não terá qualquer 
deslocamento de nuvem eletrônica, uma vez que é gerada pela ligação entre 
dois átomos do mesmo elemento, sendo então um exemplo de Ligação 
Covalente Apolar. A molécula de ácido fluorídrico terá deslocamento da nuvem 
eletrônica no sentido do hidrogênio para o flúor, pois o flúor tem 
eletronegatividade maior, gerando polo positivo no H e negativo no F. 
 
12 
Figura 11: Representação das Ligações Covalente Apolar e Covalente Polar 
Esta ligação pode ser representada pelo Modelo de Bohr, como segue: 
Figura 12: Representação pelo Modelo de Bohr do H2 e do HF. 
A vantagem da representação do Modelo de Bohr é poder visualizar o 
compartilhamento dos elétrons na camada de valência. 
3.2 Representação de Lewis 
A melhor representação da Ligação Covalente é a que adota a proposta 
em 1916 pelo físico e químico Gilbert Newton Lewis. Lewis propôs uma 
representação de elementos levando em conta a localização dos elétrons em um 
átomo. Ele sugeriu que se representasse os elétrons como pontos ao redor do 
símbolo do elemento. Geralmente os elétrons são alocados nos quatro lados de 
um quadrado ao redor do símbolo do elemento. O número de elétrons 
disponíveispara a ligação é indicado por pontos desemparelhados. Abaixo é 
apresentada uma tabela com representações de Lewis para diversos elementos. 
 
 
13 
Tabela 1: Representação de Lewis para diversos elementos 
 
Fonte: Química, a ciência central, 2005. 
Assim, as ligações covalente apolar e covalente polar que geram a 
molécula de hidrogênio e a molécula de ácido fluorídrico podem ser 
representadas da seguinte forma: 
Figura 13: Representação de Lewis do H2 e do HF 
 
3.3 Ligação Dativa 
Devemos ainda apresentar a Ligação Covalente Dativa, também 
conhecida como Ligação Semipolar, Ligação Covalente Coordenada, ou 
simplesmente Ligação Dativa. Esta ligação é descrita como uma ligação 
covalente entre dois átomos, na qual um campo magnético entre os spins dos 
elétrons envolvidos na ligação se atraem. Spin é o movimento angular do elétron, 
ou seja, a rotação em torno de seu eixo central. Este spin produz um campo 
magnético. 
Uma vez que a ligação dativa seja formada, sua força e demais 
características não têm diferença das de outras ligações covalentes polares. 
 
 
14 
Esta ligação é representada por um vetor que sai do spin do elétron da molécula 
para o spin de elemento que se ligará a ela. Podemos exemplificar com o quarto 
hidrogênio presente no NH4, o qual se liga à molécula de NH3 pela Ligação 
Dativa: 
Figura 14: Representação da Ligação Dativa do H com o NH3 para formar o 
NH4 
 
3.4 Ligação Molecular 
A Ligação Molecular tem origem em moléculas formadas pela Ligação 
Covalente Polar. Quando uma molécula é formada por uma Ligação Covalente 
Polar, serão gerados nela os polos positivo e negativo. 
Vamos imaginar que temos inúmeras moléculas formadas pela Ligação 
Covalente Polar. Nesta região, teremos uma quantidade grande de polos 
positivos e negativos. Tendo em mente que polos opostos se atraem tal qual as 
cargas opostas, porém, com menos força de atração, podemos concluir que os 
polos positivo e negativo de uma molécula atrairão os polos negativo e positivo 
de outra. Assim, ocorrerá uma atração envolvendo dois polos de cada molécula, 
ou seja, haverá uma força de atração dipolo-dipolo entre elas. Porém, assim 
como há esta força de atração entre polos opostos, haverá uma força de 
repulsão entre polos iguais, diminuindo a força que mantém as moléculas unidas. 
Se duas moléculas têm aproximadamente a mesma massa e o mesmo 
tamanho, as forças dipolo-dipolo aumentam com o aumento da polaridade 
presente nas moléculas. 
 
 
 
15 
Figura 15: Representação das ligações dipolo-dipolo 
 
Fonte: Química, a ciência central, 2005. 
Na Ligação Covalente, a força que mantém os elementos de uma 
molécula unida é uma força intramolecular. A força resultante das forças de 
atração e repulsão dipolo-dipolo entre moléculas é uma força intermolecular. 
Forças intermoleculares, portanto, são muito mais fracas do que forças 
intramoleculares. Assim, a energia da Ligação Molecular será bem menor que a 
energia de Ligação Covalente. Por exemplo, quando uma substância funde ou 
entra em ebulição, as Ligações Moleculares é que são quebradas, e não as 
Ligações Covalentes. 
Figura 16: Representação das ligações covalente e molecular 
 
Fonte: Química, a ciência central, 2005. 
Cabe ressaltar que há um caso especial de forças de atração dipolo-dipolo 
gerando forças intermoleculares anomalamente fortes. Isso ocorre quando há 
interação de um hidrogênio (H) com outro hidrogênio (H) ou de hidrogênio com 
flúor (F), com oxigênio (O) ou com nitrogênio (N). Assim, os pontos de ebulição 
de moléculas com ligações H-F, H-O e H-N são anomalamente altos. 
 
 
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TEMA 4 – LIGAÇÃO METÁLICA 
Para conceituar a Ligação Metálica, devemos trabalhar a situação na qual 
um átomo de um elemento de eletronegatividade entre 0,7 e 1,9 se ligará a outro 
elemento com eletronegatividade entre 0,7 e 1,9. Neste caso, ambos terão 
elétrons fracamente atraídos aos seus núcleos. Assim, quando receberem 
energia, os elétrons de suas camadas de valência irão “pular” para fora de suas 
estruturas atômicas. Consequentemente, passarão a existir cátions envolvidos 
por elétrons. Estes elétrons, então, manteriam os cátions ligados em uma 
estrutura molecular. Assim, a Ligação Metálica é aquela no qual cátions são 
mantidos em uma estrutura molecular por elétrons presentes no meio. 
A Ligação Metálica requer que os orbitais atômicos em um átomo 
interajam com orbitais atômicos em átomos vizinhos. À medida que o número de 
orbitais aumenta, seu espaçamento de energia diminui e eles se ligam. O número 
de elétrons não preenche completamente a banda de orbitais, o que faz com que 
se comportem como elétrons livres. Consequentemente, os elétrons podem ser 
promovidos para bandas de energia desocupadas. Uma vez que as diferenças 
de energia entre os orbitais são pequenas, a promoção de elétrons ocorre com 
um pequeno gasto de energia. 
A melhor forma de visualizar como ocorre a Ligação Metálica é através do 
modelo de Mar de Elétrons. Neste modelo, conforme já visto, há uma fraca 
energia de atração dos elétrons ao núcleo. Assim, com aplicação de energia, 
estes elétrons se desprendem e ficam no meio, formando um “mar de elétrons”. 
Os elementos que perderam os elétrons viram cátions, e este mar de elétrons 
mantém os cátions gerados presos na estrutura. 
Figura 17: Representação da Ligação Metálica usando o modelo de Mar de 
Elétrons 
 
Fonte: Química, a ciência central, 2005. 
Cabe ressaltar que existe também a Ligação Mista, que é a união de mais 
de um tipo de ligação atômica. Podemos, desse modo, ter uma molécula gerada 
 
 
17 
por Ligação Mista envolvendo as ligações iônica e covalente, iônica e metálica, 
molecular e iônica, metálica e molecular, ou até iônica, covalente e metálica, por 
exemplo. Neste caso, a molécula formada terá suas características resultantes 
das ligações envolvidas. 
TEMA 5 – TIPOS DE LIGAÇÃO QUE FORMAM OS MATERIAIS DE 
ENGENHARIA E PROPRIEDADES QUE CONFEREM A ELES 
Uma vez apresentados os tipos de ligações químicas que podem ocorrer 
entre dois ou mais elementos, cabe apresentar os tipos de ligação que formam 
os materiais de engenharia e as propriedades que estas ligações conferem a 
eles. 
5.1 Ligações que geram os materiais cerâmicos 
As ligações que formam os materiais cerâmicos são a Ligação Iônica e a 
Covalente. Assim, podemos afirmar que os cerâmicos são formados por Ligação 
Mista envolvendo as ligações Iônica e Covalente. 
Vamos recordar que a Ligação Iônica é o tipo de ligação gerada pelo 
deslocamento de elétrons do átomo de um elemento de baixa eletronegatividade 
para o átomo de um elemento de elevada eletronegatividade, o que origina íons 
positivos (cátions) e negativos (ânions) que se unem por força de atração 
coulombiana. É o tipo de ligação de maior energia. 
Figura 18: Representação da energia de Ligação Iônica 
 
Fonte: Mahan; Bruce; Myers, 1995. 
 
 
18 
Vamos também recordar que a Ligação Covalente é o tipo de ligação 
resultante do compartilhamento de elétrons entre átomos de elevada 
eletronegatividade, através da atração de elétrons das nuvens eletrônicas para 
os núcleos uns dos outros. Pode envolver átomos de um mesmo elemento ou 
átomos de elementos diferentes. 
É uma ligação de energia de rede também elevada, sendo um pouco 
inferior à da Ligação Iônica. Pode gerar moléculas apolares (quando envolverem 
átomos do mesmo elemento) ou moléculas polares (quando envolverem 
elementos diferentes). As estruturas polares são resultantes da assimetria na 
distribuição dos elétrons na nuvem eletrônica entre os átomos ligados. 
Figura 19: Representação da energia de Ligação Covalente 
 
 
Fonte: Mahan, Bruce, Myers (1995). 
Como os materiais cerâmicos são formados por ligações iônicas e 
covalentes, apresentarão estrutura de forte energia de rede. 
Uma das consequências é a de que, como as energias de ligação são 
muito altas, osátomos estarão mais próximos, resultando em estruturas 
compactas, com baixo teor de vazios. Em função disso, serão materiais duros e 
suscetíveis à fratura. Ainda como consequência de serem resultantes destas 
ligações de elevada energia de rede, estes materiais demandarão uma energia 
extremamente alta para romperem as ligações que os formaram. Assim, 
apresentarão elevado ponto de fusão. Como todos os elétrons envolvidos nas 
ligações ou foram deslocados de um elemento para outro ou foram 
compartilhados, não possuirão elétrons livres. Como os elétrons são os 
responsáveis pela condução do calor e da eletricidade, isto torna os materiais 
cerâmicos isolantes térmicos e elétricos. 
 
 
19 
5.2 Ligação que gera os materiais poliméricos (plásticos de engenharia) 
O tipo de ligação que forma os plásticos de engenharia é a Ligação 
Molecular. Vamos lembrar que esse é o tipo de ligação que ocorre por força de 
atração entre dois polos permanentes, gerados pela assimetria na distribuição 
de elétrons nas nuvens eletrônicas de átomos ligados de forma covalente. A 
força de atração entre moléculas ligadas desta forma é a de menor energia, 
tendo sido estudada por Van der Waals e, portanto, também conhecida como 
Força de Van der Waals. 
Cabe aqui fazer um parêntese sobre as reações que geram os plásticos 
de engenharia. Os plásticos de engenharia, ou polímeros, podem ser formados 
por reações de adição e por reação de condensação. A reação de adição 
normalmente envolve moléculas polares iguais, que são adicionadas umas às 
outras sem a geração de subprodutos, conferindo estruturas lineares aos 
polímeros formados. A reação de condensação envolve normalmente moléculas 
polares diferentes que são condensadas, gerando subprodutos e conferindo 
estruturas ramificadas aos polímeros formados. 
Como nas estruturas ramificadas há um incremento na força de atração 
dipolo-dipolo, que chega a ser exponencial em comparação à atração de 
estruturas lineares, os polímeros formados por condensação são mais duros e 
de maior ponto de fusão que os gerados por estruturas lineares. Mesmo assim 
continuam sendo produtos do tipo de ligação de menor energia. 
Pela baixa energia de ligação, são materiais de baixo ponto de fusão, mais 
moles que os outros materiais e mais flexíveis. Porém, em função do grau de 
ramificação que os polímeros gerados por reação de condensação poderão 
apresentar, chegarão à resistência mecânica equiparável à dos metais, podendo 
substituí-los em algumas aplicações. Como a origem de suas ligações vem da 
relação entre moléculas formadas por Ligação Covalente Polar, todos os 
elétrons estarão compartilhados. Por não possuírem elétrons livres, são 
isolantes térmicos e elétricos. 
5.3 Ligação que gera os materiais metálicos 
O tipo de ligação que forma os materiais metálicos é a Ligação Metálica. 
Vamos lembrar que esse é o tipo de ligação caracterizada por forças 
interatômicas relativamente intensas com origem na partilha, entre cátions, de 
 
 
20 
elétrons posicionados na nuvem eletrônica de forma deslocalizada. Vamos 
lembrar também que este tipo de ligação requer que os orbitais atômicos em um 
átomo interajam com orbitais atômicos em átomos vizinhos. Quando estes 
orbitais interagem, os elétrons da camada de valência não conseguem 
preenchê-los, o que faz com que se comportem como elétrons livres. 
O modelo mais simples que explica esta ligação é o modelo de Mar de 
Elétrons, pelo qual uma rede de cátions é envolta por um “mar de elétrons”. Os 
elétrons estão confinados à estrutura por atração eletrostática aos cátions. 
Entretanto, os elétrons são móveis, pois não estão nem compartilhados entre 
dois elementos, nem transferidos de um elemento para outro, sequer estando 
confinados a um cátion específico. É uma ligação de energia de rede que varia 
de forma diretamente proporcional à quantidade de elétrons de valência 
envolvidos na ligação. 
Em função desta característica da Ligação Metálica, os metais formados 
podem possuir durezas bastante altas, como os ferros fundidos dos trilhos de 
trem, mas também podem possuir durezas baixas, como o alumínio ou o cobre. 
Por outro lado, poderão possuir elevada plasticidade, como o cobre, ou nenhuma 
plasticidade, como o ferro fundido. Poderão também apresentar elevados pontos 
de fusão, como o ferro gusa produzido nos altos-fornos metalúrgicos, mas 
também baixo ponto de fusão, como o mercúrio presente nos termômetros. 
Assim, podemos afirmar que a Ligação Metálica confere aos metais dureza, 
plasticidade e ponto de fusão variáveis, em função da densidade de elétrons 
deslocalizados presentes na ligação. Como possuem elétrons livres, são bons 
condutores de calor e eletricidade. 
5.4 Ligação que gera os compósitos e os novos materiais 
Antes de tratarmos do tipo de ligação que forma os compósitos e os novos 
materiais, devemos tratar da origem destes materiais de engenharia. 
Estes materiais foram e estão sendo desenvolvidos até os dias atuais, em 
função da necessidade da melhoria de propriedades que os materiais de 
engenharia precisam para acompanhar as inovações tecnológicas. Por exemplo, 
em alguns projetos, um material deverá ter dureza e plasticidade. Como alcançar 
isso? Assim, os engenheiros começaram a produzir materiais formados por mais 
de um tipo de ligação. 
 
 
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Portanto, o tipo de ligação que forma os compósitos e os novos materiais 
é a Ligação Mista. Vamos lembrar que a Ligação Mista é a união de mais de um 
tipo de ligação. Podemos, então, ter um material gerado por Ligação Mista 
envolvendo as ligações iônica e covalente, iônica e metálica, molecular e iônica, 
metálica e molecular, ou até iônica, covalente e metálica, por exemplo. Neste 
caso, este material terá suas características resultantes das ligações envolvidas. 
FINALIZANDO 
Com os conhecimentos apresentados nesta aula, conferimos ao aluno o 
entendimento dos tipos de ligação que podem ocorrer entre os elementos 
químicos, bem como a compreensão da forma como ocorrem, suas 
características e propriedades. Também apresentamos as maneiras de 
representar estas ligações. Pudemos, enfim, predizer algumas propriedades que 
os materiais de engenharia apresentarão em função dos tipos de ligação que os 
geraram. Este conhecimento é de grande utilidade e será usado adiante nos 
cursos de engenharia e na vida profissional. 
 
 
 
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REFERÊNCIAS 
CALLISTER, W. D. Ciência e engenharia de materiais: uma introdução. 5. ed. 
São Paulo: LTC, 2002. 
MAHAN, H.; BRUCE, M. & MYERS, R. J. Química: um curso universitário. 4. ed. 
São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1995. 
RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. v. 1 e 2. São Paulo: McGraw-Hill do Brasil, 
1994. 
SMITH, W. F. Princípios de ciência e engenharia dos materiais. 3. ed. São 
Paulo: McGrawHill, 1998. 
THEODORE, l. B.; LEMAY, E. H. Jr. & BURSTEN, E. B. Química, a ciência 
central. 9. ed. São Paulo: Pearson, 2005. 
VAN VLACK, L. H. Princípios de ciência e tecnologia dos materiais. 5. ed. 
Rio de Janeiro: Editora Campus, 1984.