Ligações Químicas

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LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Prof°. Lânea Kalliny 
 
LIGAÇÃO QUÍMICA 
 Conceito Geral: é a combinação 
entre átomos, moléculas e íons onde 
cada espécie química procura uma 
maior estabilidade. 
LIGAÇÃO QUÍMICA 
 são uniões estabelecidas entre átomos para 
formarem moléculas ou no caso de ligações 
iônicas ou metálicas aglomerados atômicos 
organizados de forma a constituírem a estrutura 
básica de uma substância ou composto. Na 
Natureza existem aproximadamente uma 
centena de elementos químicos. Os átomos 
destes elementos químicos ao se unirem 
formam a grande diversidade de substâncias 
químicas. 
Estado natural dos 
átomos 
 são encontrados na natureza 
combinados de modo a adquirir 
maior estabilidade. 
 
 
 
 
Estabilidade química 
 os átomos precisam completar seus orbitais 
incompletos perdendo ou ganhando elétrons. 
Tipos de ligações 
 
 
Iônicas ou 
Eletrovalentes 
Covalentes 
ou 
moleculares 
Metálicas 
 Na maioria das ligações, os átomos ligantes 
possuem distribuição eletrônica semelhante à de um 
gás nobre, isto é, apenas o nível K, completo, ou, 8 
elétrons em sua última camada. 
 
Esta idéia foi desenvolvida pelos 
cientistas 
Kossel e Lewis 
e ficou conhecida como 
TEORIA DO OCTETO 
Regra do Octeto 
 o átomo adquiri estabilidade ao completar 
oito elétrons na camada de valência, 
imitando os gases nobres. 
 
 Configuração geral: ns2 np6 
 
 
 
Esta regra só é valida para os elementos Representativos, 
exceção: H, Li, Be e B. 
Regra do Dueto 
 o átomo adquiri estabilidade ao completar a 
camada de valência com dois elétrons, 
imitando o gás nobre He. 
 
 Configuração geral: ns2 
 
- regra válida para: 
Hidrogênio (H) 
Hélio (He) 
Camada de Valência 
 em geral as ligações químicas envolvem 
apenas a última camada do átomo. 
 
 
 
 
 
VALÊNCIA? 
 
É o número de 
elétrons que os 
átomos envolvem 
nas ligações 
 
 
H (Z = 1) 
He (Z = 2) 
F (Z = 9) 
Ne (Z = 10) 
Na (Z = 11) 
1s
1 
1s
2 
2s
2 
3s
1 
2p
5 
INSTÁVEL 
1s
2 
2s
2 
2p
6 
1s
2 
2s
2 
2p
6 
1s
2 
ESTÁVEL 
INSTÁVEL 
ESTÁVEL 
INSTÁVEL 
Na maioria das vezes, os átomos que: 
Perdem elétrons 
 são os metais das famílias 1A, 2A e 3A 
Recebem elétrons 
são ametais das famílias 5A, 6A e 7A 
Ligação iônica ¨ é a ligação que explica 
a existência de compostos formados por 
elementos eletronegativos e 
eletropositivos. 
 
 Os dois íons formados, cátion e ânion, 
se atraem devido a forças eletrostáticas 
e formam a ligação iônica. 
 2 
01) Os átomos pertencentes à família dos metais 
alcalinos terrosos e dos halogênios adquirem 
configuração eletrônica de gases nobres quando, 
respectivamente, formam íons com números de carga: 
a) + 1 e – 1. 
b) – 1 e + 2. 
c) + 2 e – 1. 
d) – 2 e – 2. 
e) + 1 e – 2. 
ALCALINOS 
TERROSOS 
HALOGÊNIOS 
FAMÍLIA 2A 
FAMÍLIA 7A 
PERDE 
2 ELÉTRONS 
GANHA 
1 ELÉTRONS 
+ 2 
– 1 
 
Exemplo 
 
 
 
Transferência de életrons 
 
Estrutura cristalina do NaCl sólido 
Para exercitar: 
 Ligação entre Cálcio (metal) e o Cloro 
(ametal): 
 
Al (Z= 13) 
O (Z= 8) 
Propriedades dos compostos iônicos: 
 São sólidos nas condições ambiente 
 Apresentam altos pontos de fusão e ebulição 
 São condutores de eletricidade quando no estado 
líquido (fundidos) ou quando dissolvidos em água. 
 A maioria dos compostos são solúveis em água. 
OBS.: O hidrogênio faz ligação iônica com 
metais também. Embora possua um elétron, 
não é metal, logo, não tende a perder esse 
elétron. Na verdade, o hidrogênio tende a 
receber um elétron ficando com configuração 
eletrônica igual à do gás hélio 
 
 Ocorre entre átomos que tem forte tendência 
para receber elétrons, ou seja, entre um não-metal 
e não-metal, hidrogênio e não-metal e hidrogênio 
com hidrogênio. 
 
 Compartilhamento de elétrons; 
 
 Como consequência deste compartilhamento, 
formam-se moléculas, que são estruturas 
eletricamente neutras. 
LIGAÇÃO COVALENTE 
 
Exemplo 
 
Propriedades dos compostos moleculares: 
 São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições 
ambiente 
 Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição 
(comparados aos iônicos) 
 São maus condutores de eletricidade, alguns podem 
conduzir quando em meio aquoso (ionização). 
 A maioria dos compostos são 
 solúveis em solventes 
 orgânicos. 
Ligação covalente: 
É quando cada um dos átomos ligantes 
contribui com 
um elétron para a formação do par 
Ligação Covalente Dativa ou 
Coordenada 
 O par eletrônico compartilhado pertence a 
um dos átomos, só ocorre quando todas as 
ligações covalentes simples já aconteceram. 
Ligação Covalente Dativa ou 
Coordenada 
 Na ligação do dióxido de enxofre (SO2) ocorre 
assim: 
 
 
 Nesta ligação, o enxofre cede o seu par de elétrons para 
o átomo de oxigênio. Não há compartilhamento. 
A ligação covalente dativa é representada por uma seta, 
que vai do átomo doador até o átomo que recebeu o par 
de elétrons. Assim como a ligação covalente normal, a 
dativa também continua com o octeto ao redor de cada 
átomo, mantendo então, a estabilidade. 
 
Ligação Covalente Dativa ou 
Coordenada 
 Este tipo de ligação ocorre quando os 
átomos envolvidos já atingiram a estabilidade 
com os oito ou dois elétrons na camada de 
valência. Sendo assim eles compartilham 
seus elétrons disponíveis, como se fosse um 
empréstimo para satisfazer a necessidade de 
oito elétrons do elemento com o qual está se 
ligando. 
 
Se apenas um dos átomos contribuir com os dois 
elétrons do par, a ligação será 
COVALENTE DATIVA ou COORDENADA 
A ligação dativa é indicada por uma seta que sai do 
átomo que cede os elétrons chegando no átomo que 
recebe estes elétrons, através do compartilhamento 
1) O gás carbônico (CO2) é o principal responsável 
pelo efeito estufa, enquanto o dióxido de enxofre 
(SO2) é um dos principais poluentes atmosféricos. 
Se considerarmos uma molécula de CO2 e uma molécula 
de SO2, podemos afirmar que o número total de 
elétrons compartilhados em cada molécula é 
respectivamente igual a: 
Dados: números atômicos: C = 6; 0 = 8; S = 16. 
 a) 4 e 3. 
b) 2 e 4. 
c) 4 e 4. 
d) 8 e 4. 
Geometria molecular 
A forma geométrica de uma molécula pode 
ser 
obtida a partir de vários meios, entre os 
quais destacamos as 
REGRAS DE HELFERICH, 
que podem ser resumidas da seguinte forma: 
Estas moléculas podem ser 
LINEARES ou ANGULARES 
 
 
 
 Ocorre entre metais, 
isto é, átomos de alta 
eletropositividade (tendência a 
doar elétrons). 
 
LIGAÇÃO METÁLICA 
 Como os metais possuem uma 
baixa eletronegatividade, os 
mesmos perdem seus elétrons 
muito facilmente. Esses elétrons 
livres formam uma nuvem eletrônica 
que matém os íons metálicos 
sempre unidos formando a 
chamada ligação metálica. 
 
LIGAÇÃO METÁLICA 
Exemplos de Ligações Metálicas 
 Ouro 18 quilates é uma liga de ouro e cobre 
 Bronze é uma liga de cobre e estanho 
 Latão é uma liga de cobre e zinco 
 Aço é uma liga de ferro com pequena 
quantidade de carbono 
 Aço inoxidável,além de ferro e carbono, contém 
também níquel e cromo. 
Propriedade dos Metais 
 Brilho metálico característico; 
 Resistência à tração; 
 Condutibilidade elétrica e térmica elevadas; 
 Alta densidade; 
 Maleabilidade(se deixarem reduzir à chapas e 
lâminas finas); 
 Ductilidade(se deixarem transformar em fios); 
 Ponto de fusão elevado; 
 Ponto de ebulição elevado. 
 
 Quando duas moléculas se aproximam há 
uma interação de seus campos magnéticos 
o que faz surgir uma força entre elas. 
 
são aquelas responsáveis por manter 
moléculas unidas na formação dos 
diferentes compostos. 
 
Forças Intermoleculares 
 
Tipos de forças intermoleculares 
 
Força dipolo-induzido 
 
Forças dipolo-dipolo 
 
Ligações de hidrogênio 
 é causada pelo acúmulo 
de elétrons em 
determinada região da 
molécula. 
 
 
Ligações de hidrogênio 
 Essa é a interação mais forte que ocorre 
entre moléculas, é comparada à força dipolo-
dipolo bem mais intensificada. Esta ligação 
ocorre entre moléculas que contêm átomos 
de hidrogênio ligados a átomos de nitrogênio, 
flúor, oxigênio, ou seja, elementos muito 
eletronegativos, por isso os pólos δ + e δ- 
ficam mais acentuados.