Ligações Químicas

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Universidade Católica de Brasília 
Curso de Engenharia Civil 
 
Compostos Químicos 
 
Profa. MSc. Maria Beatriz Pereira Mangas 
 
Ligações Químicas 
Átomo: Constituinte da menor parte de 
qualquer matéria. 
Capacidade de se combinarem uns com os 
outros, lhes permite a formação de uma 
grande variedade de substâncias; 
Ligações Químicas 
• As ligações químicas tem forte influência sobre 
diversas propriedades dos materiais. 
 
 
Diamante Grafite 
Por que os átomos formam 
ligações? 
Ligações Químicas 
 
• Os elétrons de valência (da camada de valencia) são 
os que participam das ligações químicas. 
 
• Os átomos buscam a configuração mais estável dos 
gases nobres : 
 
- Regra do dueto: 2 elétrons na camada de valência ( 
Hidrogênio) 
 
- Regra do Octeto: 8 elétron na camada de valência 
 
Ligações Químicas 
Ligações 
Químicas 
Primárias 
Iônica 
Covalente 
Metálica 
Ligações Iônicas 
Resultam da atração eletrostática entre íons de 
cargas opostas. 
Metal 
Não metal 
ou 
Hidrogênio 
Ligações Ionicas 
Ligações Iônicas 
Representação esquemática da ligação 
iônica para o NaCl 
• Resulta da atração 
mútua entre íons 
positivos e negativos 
Ligações Iônicas 
Sólido Iônico 
É um conjunto de cátions e ânions que se mantém 
juntos em um arranjo regular. 
São exemplos de sólidos cristalinos. 
Ligações Iônicas 
Sólido Iônico 
Ligações Iônicas 
Ligações Iônicas 
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 
Período 1 H- 
Período 2 Li+ Be2+ B C N3+ O2- F- 
Período 3 Na+ Mg2
+ 
Al3+ Si P S2- Cl- 
Período 4 K+ Ca2+ Ga3+ Ge As Se2- Br- 
Período 5 Rb+ Sr2+ In3+ Sn2+ Sb Te2- I- 
Período 6 Cs+ Ba2+ Tl+,T
l3+ 
Pb2+ Bi3+ 
Tabela 1: Íons Monoatômicos Comuns dos Elementos Representativos 
* os elementos em vermelho não formam, 
normalmente, íons monoatômicos nos 
compostos. 
Ligações Iônicas 
Tabela 2: Cátions Comuns dos Elementos de Transição. 
 Íon Nome do Íon 
Cr3+ Cromo(III) ou crômico 
Mn2+ Manganês(II) ou manganoso 
Fe2+ Ferro(II) ou ferroso 
Fe3+ Ferro(III) ou férrico 
Co2+ Cobalto(II) ou cobaltoso 
Ni2+ Níquel(II) ou niqueloso 
Cu2+ Cobre(II) ou cúprico 
Zn2+ Zinco 
Ag+ Prata 
Cd2+ Cádmio 
Hg+ Mercúrio(II) ou mercúrico 
Ligações Iônicas 
Tabela 3: Alguns Íons Poliatômicos Comuns 
. 
 
Nome Fórmula Nome Fórmula 
Mercúrio(I) Hg2+ Nitrito NO2
- 
Amônio NH4+ Nitrato NO3
- 
Cianeto CN- Hidróxido OH- 
Carbonato CO3
2- Peróxido O2
- 
Hidrogenocarbonato HCO3
- Fosfato PO4
3- 
Acetato C2H3O2
- Monohidrogenofosfato H PO4
2- 
Oxalato C2O4
- Diidrogenofosfato H2PO4
- 
Hipoclorito ClO2
- Sulfito SO3
2- 
Clorato ClO3
- Sulfato SO4
2- 
Perclorato ClO4- Hidrogenossulfito HSO3
- 
Cromato CrO4
2- Hidrogenossulfato HSO4
- 
Dicromato Cr2O7
2- Tiossulfato S2O3
2- 
Permanganato MnO4
- 
Ligações Iônicas 
Símbolo de Lewis 
G.N. Lewis 
É uma forma simples de mostrar os 
elétrons de valência quando os átomos 
formam ligações iônicas. 
Ligações Iônicas 
Símbolo de Lewis 
Exercício 1 : Proponha a fórmula química dos seguintes 
compostos iônicos formados a partir dos seguintes 
átomos utilizando símbolos de Lewis: 
(a)Cálcio e cloro 
 
(b)Sódio e cloro 
 
(c)Magnésio e bromo 
 
(a)Potássio e enxofre 
Ligações Iônicas 
Símbolo de Lewis 
Exercício 2: Qual é a fórmula do composto formado 
quando átomos do elemento genérico M, que formam 
cátions trivalentes, se ligam a átomos do elemento A, 
pertencente à família dos calcogênios? 
Exercício 3: Tem-se dois elementos químicos A e B, 
com números atômicos 20 e 35, respectivamente. 
a) Escreva as configurações eletrônicas de A e B. 
b)Com base nas configurações, localize A e B na tabela 
periódica. 
c) Que tipo de ligação ocorrerá entre A e B e qual a 
fórmula do composto formado? 
Compostos Iônicos 
Propriedades 
As interações eletrostáticas fortes entre íons 
carregados explicam as propriedades típicas dos 
sólidos iônicos. 
 
Possíveis contatos entre íons de mesma carga 
resultam em forças repulsivas, tornando a estrutura do 
sólido iônico frágil 
Ligações Iônicas 
Compostos Iônicos 
Compostos Iônicos - Aplicações 
Cimento Portland 
composição 
– Composição essencial: 
• Cal (CaO); - 66% 
• Sílica (SiO2); - 25% 
• Alumina (Al2O3) - 8% 
• Óxido de ferro (Fe2O3) - 4,% 
– Composição exclusiva do clinquer a partir da 
composição essencial 
 Silicato tricalcico 3CaO. SiO2 alita 
 Silicato dicalcico 2CaO. SiO2 belita 
 Aluminato tricalcico 3Cao.Al2O3 
 Ferro-aluminato tetracalcico 4CaO. Al2O3.FeO 
 
Ligações Covalentes 
É a ligação que ocorre entre dois átomos de não-metais. 
 
Caracterizam-se pelo compartilhamento de elétrons, formando 
pares eletrônicos (Lewis, 1916); 
Ametal Ametal 
Ametal Hidrogênio 
Ligações Covalentes 
Ligações Covalentes 
Ligações Covalentes 
Ligações Covalentes 
Ligações Covalentes 
Ligações Covalentes 
Símbolo de Lewis 
G.N. Lewis 
Na formação de uma ligação covalente, 
os átomos tendem a completar seus 
octetos pelo compartilhamento de 
elétrons. 
 
A valência de um átomo é igual ao 
número de ligações que ele pode formar. 
 
 
Ligações Covalentes 
Símbolo de Lewis 
Ligações Covalentes 
Símbolo de Lewis 
Pares Isolados: pares de elétrons que não participam 
diretamente das ligações. 
Cada átomo de flúor possui 3 pares isolados. 
Ligações Covalentes 
Símbolo de Lewis 
Exercício1: Escreva a estrutura de Lewis do composto 
monofluoreto de cloro, ClF, e determine quantos pares 
isolados cada átomo tem no composto. 
 
Exercício2: Escreva a estrutura de Lewis do composto 
HBr e determine quantos pares isolados cada átomo 
tem no composto. 
 
 
 
Símbolo de Lewis – Espécies 
Poliatômicas 
Etapa 1: Conte o número de elétrons de valência em 
cada átomo. No caso de íons, ajuste o número de 
elétrons para levar em conta a carga. Divida o número 
total de elétrons da molécula por 2 (dois) para obter o 
número de pares de elétrons. 
Procedimento: 
H2O 1 + 1 + 6 = 8 
 
No de pares de elétrons = 8 ÷ 2 = 4 pares de elétrons 
Símbolo de Lewis – Espécies 
Poliatômicas 
Etapa 2: Escreva os arranjos mais prováveis dos 
átomos. Geralmente os átomos centrais são C, O. Em 
caso de dúvida uma boa regra é escolher como átomo 
central o elemento com mais baixa energia de 
ionização. 
Procedimento: 
Símbolo de Lewis – Espécies 
Poliatômicas 
Etapa 3: Coloque um par de elétrons em cada par de 
átomos ligados. 
Procedimento: 
H : O : H 
Símbolo de Lewis – Espécies 
Poliatômicas 
Etapa 4: Complete o octeto (ou dupleto, no caso do H) 
de cada átomo colocando os pares de elétrons 
remanescentes em torno dos átomos. Se não 
existirem pares de elétrons suficientes, forme ligações 
múltiplas. 
Procedimento: 
Símbolo de Lewis – Espécies 
Poliatômicas 
Etapa 5: Represente cada par de elétrons ligados por 
uma linha. 
Procedimento: 
Exercício H2CO ClO2
- 
Etapa 1: Conte o número 
de elétrons de valência e 
ajuste o número de 
cargas dos íons. 
Conte os pares de 
elétrons 
Etapa 2: Arranje os 
átomos. 
Etapa 3: Ligue os átomos 
com pares de elétrons de 
ligação. 
Identifique os pares de 
elétrons ainda não 
localizados. 
Etapa 4: Complete os 
octetos. 
Etapa 5: Desenhe as 
ligações. 
Exercício CNO- NH3 
Etapa 1: Conteo número 
de elétrons de valência e 
ajuste o número de 
cargas dos íons. 
Conte os pares de 
elétrons 
Etapa 2: Arranje os 
átomos. 
Etapa 3: Ligue os átomos 
com pares de elétrons de 
ligação. 
Identifique os pares de 
elétrons ainda não 
localizados. 
Etapa 4: Complete os 
octetos. 
Etapa 5: Desenhe as 
ligações. 
Exercício NH4
+ 
Etapa 1: Conte o número 
de elétrons de valência e 
ajuste o número de 
cargas dos íons. 
Conte os pares de 
elétrons 
Etapa 2: Arranje os 
átomos. 
Etapa 3: Ligue os átomos 
com pares de elétrons de 
ligação. 
Identifique os pares de 
elétrons ainda não 
localizados. 
Etapa 4: Complete os 
octetos. 
Etapa 5: Desenhe as 
ligações. 
Ligações Covalentes – Polaridade das 
Ligações 
Ligações Covalentes – Polaridade das 
Ligações 
Ligações Covalentes – Polaridade das 
Ligações 
Ligações Covalentes – Polaridade das 
Ligações 
Ligação Covalente Polar 
Quando numa ligação covalente dois átomos 
possuem diferentes valores de eletronegatividade, 
ocorre a formação de cargas parciais δ+ e δ-. 
Ligações Covalentes – Polaridade das 
Ligações 
Ligação Covalente Apolar 
Os átomos possuem valores de eletronegatividades 
iguais ou a soma dos momentos de dipolo da 
molécula é igual a zero. 
Ligações Covalentes – Polaridade das 
Ligações 
Ligação Covalente Apolar 
Ligações Covalentes – Polaridade das 
Ligações 
Ligações Covalentes Apolares e Polares 
Ligações Covalentes – Polaridade das 
Ligações 
Momento Dipolar ( μ ) 
•A polaridade de uma ligação é caracterizada por uma grandeza 
denominada momento dipolar (µ), ou dipolo elétrico. 
 
•Normalmente é representada por um vetor orientado no sentido 
do elemento menos eletronegativo para o elemento mais 
eletronegativo 
 
•Assim, o vetor é orientado do polo positivo para o polo negativo . 
Ligações Covalentes – Polaridade das 
Moléculas 
Compostos 
Moleculares 
Polares Apolares 
Ligações Covalentes – Polaridade das 
Moléculas 
Experimentalmente 
Uma molécula é considerada polar quando se orienta na presença 
de um campo elétrico externo, e apolar quando não se orienta. 
O polo negativo da molécula é 
atraído pela placa positiva do 
campo elétrico externo e vice-
versa. 
Ligações Covalentes – Polaridade das 
Moléculas 
Teoricalmente 
Pode-se determinar a polaridade de uma molécula pelo vetor 
momento dipolar resultante (µr), isto é, pela soma dos vetores de 
cada ligação polar da molécula. 
Ligações Covalentes – Polaridade das 
Moléculas 
Para determinar o vetor µr deve-se considerar dois fatores: 
a) A escala de eletronegatividade, que nos permite determinar a 
orientação dos vetores de cada ligação polar; 
b) A geometria da molécula, que nos permite determinar a 
disposição espacial desses vetores. 
Ligações Covalentes – Polaridade das 
Moléculas 
Outra maneira de determinar a polaridade da maioria das 
moléculas é estabelecer uma relação entre o número de nuvens 
eletrônicas (pares de elétrons) ao redor do átomo central A e o 
número de átomos iguais ligados a ele. 
Moléculas diatômicas formadas por átomos iguais são sempre 
apolares. 
Moléculas diatômicas formadas por átomos diferentes são 
sempre polares. 
Ligações Covalentes – Polaridade das 
Moléculas 
Exemplos: 
Ligações Covalentes – Polaridade das 
Moléculas 
Exercícios 
1. Um elemento A com 1 elétron de valência e outro B com 6 
elétrons de valência, combinam-se , formando moléculas que 
podem ser encontradas tanto no estado líquido quanto 
gasoso. Escreva fórmula química e a estrutura de Lewis 
(fórmula eletrônica) desse composto. Determine a polaridade 
da ligação entre os elementos e sua classificação quanto à 
polaridade. 
2. Determine a ligação covalente de maior polaridade que 
ocorre entre H e átomos de F; Cl Br; I e At 
 
Ligações Covalentes – Polaridade das 
Moléculas 
Exercícios 
3. O experimento a seguir mostra o desvio ocorrido em um filete 
de água quando esta é escoada através de um tubo capilar: 
Considerando as propriedades da 
substância água a propriedade 
da água que justificaria esse 
fenômeno “’e : 
(a) Ser um composto iônico 
(b) Possuir moléculas polares 
(c) Ter ligações covalentes apolares 
(d) Apresentar interações de Wan 
der Waals. 
Ligações Covalentes 
Compostos Moleculares 
Moléculas 
• É a menor unidade identificável em que uma 
substância pura pode ser dividida. 
• Retém a composição e as propriedades 
químicas da substância. 
Glicose - Açúcar 
Água 
Etanol 
Fórmulas Químicas 
• Constituem uma representação simbólica ou 
matemática de um determinado composto ou 
moléculas. 
• São usadas para representar compostos ou 
agregados de seus átomos. 
 
O2 
H2O 
CO2 
Fórmulas Químicas 
Nome 
Fórmula 
Molecular 
Fórmula 
Condensada 
Fórmula Estrutural Modelo Molecular 
Etanol C2H6O CH3CH2OH 
Éter 
dimetílico 
C2H6O 
CH3OCH3 
 
Fórmulas Químicas 
Acrilonitrila – Unidade fundamental dos plásticos acrílicos 
CH2CHCN 
Fórmula 
condensada 
Fórmula 
estrutural 
Modelo 
Molecular 
C3H3N 
Fórmula 
Molecular 
Massa Molar e Molecular 
• É a soma de MA dos os átomos que formam o composto. 
MM (H2SO4) = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O) 
 
MM (H2SO4) = 2(1,0 u) + (32,1 u) + 4(16,0 u) 
 
MM (H2SO4) = 98,1 u 
MM de (C6H12O6) = 6(12,0 u) + 12(1,0 u) + 6(16,0 u) 
 
MM de C6H12O6) = 180,0 u 
Fórmulas, Compostos e Mol 
• A fórmula de um composto informa o tipo de 
átomo ou íon e o número relativo de cada um 
deles. 
Fórmulas, Compostos e Mol 
C + H CH4 
6,022x1023 
átomos de C 
4 x 6,022x1023 
átomos de H 6,022x10
23 
Moléculas de CH4 
1,000 mol de C 
4,000 mol de 
átomos de H 
1,000 mol de moléculas 
de CH4 
12,01 g de 
átomos de C 
4,032 g de 
átomos de H 16,04 g moléculas de 
CH4 
Fórmulas, Compostos e Mol 
• Exemplo: Determine a massa molar da 
aspirina , C9H8O4. 
 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝐶 𝑒𝑚 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶9𝐻8𝑂4 = 9 𝑚𝑜𝑙 𝐶 𝑥 
12,02 𝑔 𝑑𝑒 𝐶
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶
= 108,1 𝑔 𝐶 
 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝐻 𝑒𝑚 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶9𝐻8𝑂4 = 8 𝑚𝑜𝑙 𝐻 𝑥 
1,008 𝑔 𝑑𝑒 𝐻
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶
= 8.064 𝑔 𝐻 
 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑂 𝑒𝑚 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶9𝐻8𝑂4 = 4 𝑚𝑜𝑙 𝑂 𝑥 
16,00 𝑔 𝑑𝑒 𝑂
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂
= 64,00 𝑔 𝑂 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑑𝑒 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶9𝐻8𝑂4 = 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒 𝐶9𝐻8𝑂4 = 180,2 
Fórmulas, Compostos e Mol 
• Exemplo 2: Se você tomar 325 mg (0,325 g) de 
aspirina em um comprimido, quantos do 
composto você ingeriu? 
 
0,325 𝑔 𝐶9𝐻8𝑂4 𝑥 
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶9𝐻8𝑂4
180,2 𝑔 𝑑𝑒 𝐶9𝐻8𝑂4
= 0,00180 𝑚𝑜𝑙 𝐶9𝐻8𝑂4 
• Exemplo 3: Quantas moléculas de aspirina 
existem em um comprimido? 
1- Determinando para 1 mol de aspirina: 
 
0,0018 𝑚𝑜𝑙 𝐶9𝐻8𝑂4 𝑥 
6,022 𝑥 1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶9𝐻8𝑂4
= 1,08 𝑥 10 21 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝐶9𝐻8𝑂4 
2- A massa de uma molécula: 
 
180,2 𝑔 𝐶9𝐻8𝑂4
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶9𝐻8𝑂4
 𝑥 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶9𝐻8𝑂4
6,022 𝑥 1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
=
2,99 𝑥 10−22 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐶9𝐻8𝑂4
𝑔
 
Fórmulas, Compostos e Mol 
• Exemplo 3: Quantas moléculas de aspirina 
existem em um comprimido? 
1- Determinando a quantidade de mol de 
aspirina por compromido (325 mg): 
0,325 g aspirina X 
 
2- Determinando o número de moléculas: 
 
1 mol de aspirina 
 180,2 g aspirina 
= 0,00180 mol de aspirina 
0,00180 mol de aspirina X 
6,022 x 1023 moléculas 
1 mol de aspirina 
1,08 x 10 21 moléculas = 
Fórmulas, Compostose Mol 
3- Determinando a massa de uma molécula 
 
1 mol de aspirina 
 180,2 g aspirina 
= X 6,022 x 1023 moléculas 
1 mol de aspirina 2,99 x 10 -22 g 
molécula 
Exercícios 
1. Você tem 16,5 g de ácido oxálico, H2C2O4. 
(a) Quantos mols existem em 16,5g de ácido 
oxálico? 
(b) Quantas moléculas? 
(c) Quantos átomos de carbono há nessa massa? 
(d) Qual é a massa de uma molécula de ácido 
oxálico? 
Dados: MAC= 12,01 u; MAO= 16,00 u; MAH= 
1,008 u. 
Exercícios 
2. Calcule a massa molar do ácido cítrico, 
C6H8O7. 
3. Se você tem 454 g de ácido cítrico, quantos 
mols há nessa amostra? 
4. Calcule a massa molar do MgCO3. Para ter 0, 
125 mol desse composto, que massa você 
precisaria pesar? 
Dados: MAC= 12,01 u; MAO= 16,00 u; MAH= 
1,008 u; MAMg= 24,30 u 
Ligação Metálica 
Ligação Metálica 
Pontos de Fusão e Ebulição elevados. 
Ligação Metálica 
Maleáveis: 
Podem ser entortados e 
transformados em lâminas. 
Ligação Metálica 
Dúcteis: 
Podem ser transformados em 
fios. 
Características dos Metais 
São sólidos à temperatura ambiente, exceto Hg e Ga. 
 
Excelentes condutores de corrente elétrica.