3) Ligações Químicas

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Ligações químicas
Os tipos de ligações
Prof.ª Roberta Condé de Assis
Disciplina: Química Geral
Ano: 2025
2
• Ligações iônicas;
• Ligações iônicas x ligações covalentes;
• Ligações covalentes;
• Geometria molecular;
• Ligação metálica.
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Tipos de ligações
Os átomos se ligam porque quando 
estão ligados, estão em um estado 
mais estável do que quando separados.
1. Ligações iônicas:
Atração eletrostática entre íons 
(compostos iônicos);
2. Ligações covalentes:
Compartilhamento de elétrons 
(compostos covalentes e/ou moleculares);
3. Ligações metálicas: 
Agregado de cátions unidos por elétrons 
livres (compostos metálicos).Fleming, D.G., Manz, J., Sato, K. and Takayanagi, T. (2014),
Fundamental Change in the Nature of Chemical Bonding
by Isotopic Substitution. (Ligação Vibracional)
https://doi.org/10.1002/anie.201408211
https://doi.org/10.1002/anie.201408211
https://doi.org/10.1002/anie.201408211
https://doi.org/10.1002/anie.201408211
https://doi.org/10.1002/anie.201408211
https://doi.org/10.1002/anie.201408211
https://doi.org/10.1002/anie.201408211
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https://doi.org/10.1002/anie.201408211
https://doi.org/10.1002/anie.201408211
https://doi.org/10.1002/anie.201408211
Formação das ligações
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Os elétrons envolvidos na ligação química são os elétrons de valência, aqueles 
que ocupam a camada mais externa;
• Símbolo de Lewis: 
consiste no símbolo químico do elemento + um ponto representando cada 
elétron de valência.
Grupo Elemento Configuração Símbolo de Lewis
1 Na [Ne] 3s1 Na
4 C [He] 2s2 2p2 C
6 O [He] 2s2 2p4 O
Formação das ligações
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REGRA DO OCTETO
Átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que estejam 
circundados por oito elétrons de valência.
* 8 elétrons de valência: configuração dos gases nobres – possuem baixa reatividade 
química (estáveis), alta energia de ionização e baixa afinidade eletrônica. 
He: 1s² (exceção) Ar: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ Xe: 1s²... 5s² 4d¹⁰ 5p⁶
Ne: 1s² 2s² 2p⁶ Kr: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ Ra: 1s²... 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶
d E
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Ligação Iônica
Atração Eletrostática
Compostos neutros
Lei de Coulomb
- Cátions (íons positivos):
São átomos que possuem a tendência 
de perder elétrons (baixa EI), como os:
M (g) → M+ (g) + e-
Metais
- Ânions (íons negativos):
São átomos que possuem a tendência 
de ganhar elétrons (alta AE e EI), como:
X (g) + e- → X- (g)
Ametais
𝐸 =
𝑘. 𝑄1. 𝑄2
𝑑
7
Ligação Iônica
Representação de Lewis
- Exemplo: representação de Lewis do CaCl2:
Ca (grupo 2): [Ar] 4s2
Cl (grupo 7): [Ne] 3s2 3p5
Na + Cl Na+ + [ Cl ]-
Cátion Ânion
 [A]X+ [B] Y-
Fórmula: [A]Y[B]X
- NaCl:
8
Exercícios
1) Mostre a representação de Lewis 
para os seguintes compostos 
iônicos:
a) Al2O3
b) Mg(NO3)2 (íon poliatômico: NO3
-)
R: 2Al3+ + 3[O]2- (com a representação de elétrons no 
ânion);
Mg2+ + 2[NO3]- 
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Ligação Iônica
Metais de transição
(estados de oxidação variáveis)
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Ligação Iônica
Nomenclatura de compostos iônicos: 
Nome do ânion + “de” + nome do cátion (com número romano, se necessário)
KCl (s) Cloreto de potássio
CuF (s) Fluoreto de cobre (I)
CuCl2 (s) Cloreto de cobre (II)
BaBr2 (s) Brometo de bário
Compostos que contém água em sua estrutura:
Exemplo: CuSO4.5H2O(s) : Sulfato de cobre (II) pentahidratado
-eto | usado para ânions 
monoatômicos
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Ligação Iônica
Retículos Tridimensionais
(compostos estendidos) Propriedades dos sólidos iônicos
Altas TF;
Compostos são sólidos a 
temperatura ambiente;
Conduzem eletricidade quando 
líquidos;
São quebradiços.
NaCl (1:1)
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Ligação Iônica
Formação da ligação iônica
Na(s) + 1/2Cl2(g) NaCl(s) ∆H = - 411 KJ (exotérmico)
1. Na(g) Na+(g) + e- EI = 496 KJ/mol
2. Cl(g) + e- Cl-(g) AE = - 349 KJ/mol
3. Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s) (LIBERA MUITA ENERGIA: 0) para separar completamente um mol 
de um composto iônico sólido em seus 
íons no estado gasoso.
A energia reticular aumenta à medida 
que as cargas dos íons aumentam e 
seus raios atômicos diminuem!
NaCl Na+(g) + Cl-(g)
Exercício
14
2) Disponha em ordem crescente, 
sem consultar a tabela anterior, a 
energia reticular dos seguintes 
compostos:
NaF, CsI e CaO
R: CsI (maior raio) 1,7
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Ligação covalenteEstrutura de Lewis
1) Some os elétrons de valência de todos os átomos, considerando a carga total;
2) Escreva os símbolos dos átomos e ligue-os por meio de uma ligação simples 
(uma linha, representando dois elétrons).
3) Complete os octetos em torno de todos os átomos ligados ao átomo central. 
4) Coloque todos os elétrons restantes no átomo central;
5) Se não houver elétrons suficientes para que o átomo central tenha um octeto, 
faça ligações múltiplas.
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Ligação covalente
Estrutura de Lewis: indica apenas a conectividade dos átomos.
CO3
2-
H2O
CH4
Exemplos:
H2CO
PCl3
NH4
+
Para conferir a validade da estrutura de Lewis, observe se cada átomo tem um octeto ou um dupleto (H). 
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Ligação covalente
Estrutura de Lewis: indica apenas a conectividade dos átomos.
Para conferir a validade da estrutura de Lewis, observe se cada átomo tem um octeto ou um dupleto (H). 
(NH2)2CO 
Ureia 
Exemplos:
HCN CH3COOH 
Ácido acético 
(vinagre)
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Ligação covalente
Algumas moléculas podem ser representadas por duas ou mais estruturas de 
Lewis válidas e não equivalentes. Como decidir qual representar?
CARGA FORMAL
É a carga que átomo teria se cada par de elétrons ligante fosse compartilhado 
igualmente entre os dois átomos da ligação:
CF = Elétrons de
valência
- ½ elétrons 
 ligantes
+ elétrons não 
 ligantes
[ N C ≡ S ]- [ N = C = S ]- 
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Ligação covalente
A estrutura de Lewis dominante costuma ser aquela em que os átomos têm cargas 
formais mais próximas de zero (de menor magnitude).
A estrutura de Lewis em que há qualquer carga negativa nos átomos mais 
eletronegativos é geralmente mais dominante.
Exemplo: NCS-
- Cálculo da carga formal e escolha da estrutura dominante.
[ N ≡ C S ] -
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Exercícios
1) Encontre as estruturas de 
Lewis possíveis para a molécula 
de CO2 e determine a estrutura 
dominante através do cálculo de 
carga formal. 
CF = 
Elétrons de
valência
- ½ elétrons 
 ligantes
+ elétrons não 
 ligantes
R: O = C = O, CFs iguais a zero.
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Ligação covalente
Ressonância
Evidências experimentais: 
o comprimento de todas as 
ligações são iguais!
Algumas moléculas não são representadas de maneira adequada por uma estrutura 
de Lewis dominante:
Mesmo arranjo de átomos e 
arranjos diferentes de elétrons: 
estruturas de ressonância
Fusão/híbrido de 
ressonância do benzeno:
Aula 13 | Química Geral – DQ UFMG
https://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?p=501
https://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?p=501
https://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?p=501
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Ligação covalente
Ressonância
Ozônio: O3
Aula 13 | Química Geral – DQ UFMG
Elétrons 
deslocalizados
https://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?p=501
https://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?p=501
https://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?p=501
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Ligação covalente
Exceções à regra do octeto
1) Moléculas ou íons poliatômicos que possuem um número ímpar de elétrons 
(radicais). Ex: NO, NO2, ClO2, CH3...
2) Octeto incompleto: alguns elementos podem ficar estáveis com menos de oito 
elétrons. Compostos de B e Be, como: BF3, BeCl2.
3) Camada de valência expandida (hipervalência): elementos do 3º período ou 
superior podem acomodar mais de oito elétrons ao redor do átomo central. Ex: PF5, 
SF4, XeF4...
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Ligação covalente
Geometria molecular
- As estruturas de Lewis não indicam a forma das moléculas, mostrando apenas o 
número e o tipo de ligações (átomos no mesmo plano);
- O formato da molécula é determinado por seus ângulos de ligação (arranjo 
tridimensional dos átomos).
Vértices de um 
tetraedroX
CH4:
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Ligação covalente
Geometria molecular
Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de valência se repelem e, 
consequentemente, a molécula assume uma geometria 3D que minimiza essa repulsão.
Teoria de Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência (VSEPR, em inglês)
Existem cinco geometrias fundamentais para a forma molecular ABn:
• Moléculas AB2: linear (ângulo de ligação = 180º)
• Moléculas AB3: trigonal plana (ângulo de ligação = 120º)
• Moléculas AB4: tetraédrica (ângulo de ligação = 109,5°)
• Moléculas AB5: bipiramidal trigonal (120° equatorial e 90° axial);
• Moléculas AB6: octaédrica (ângulo de ligação = 90°)
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Ligação covalente
Geometria molecular
Molecule Shapes: Basics
https://phet.colorado.edu/sims/html/molecule-shapes-basics/latest/molecule-shapes-basics_all.html
https://phet.colorado.edu/sims/html/molecule-shapes-basics/latest/molecule-shapes-basics_all.html
https://phet.colorado.edu/sims/html/molecule-shapes-basics/latest/molecule-shapes-basics_all.html
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Ligação covalente
Geometria molecular
Teoria de Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência (VSEPR)
1) As regiões de altas concentrações de elétrons (ligações e pares isolados do átomo 
central) se repelem, e para reduzir essa repulsão, elas tendem a se afastar ao máximo, 
mantendo a mesma distância do átomo central;
2) Uma ligação múltipla é tratada como uma só região de alta concentração de elétrons (a 
molécula de CO2 possui duas lig. duplas e também é linear);
3) Quando existe mais de um átomos central, as ligações de cada átomo são tratadas de 
forma independente (C2H4: cada átomo de carbono possui geometria trigonal plana);
4) Todas as regiões de alta densidade eletrônica são incluídas na descrição do arranjo 
de elétrons. Porém, somente a posição dos átomos são consideradas quando 
descrevemos a geometria molecular.
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Ligação covalente
Geometria molecular
VSEPR quando o átomo central possui pares de elétrons isolados
Forma/geometriaArranjo eletrônico
≠Considera todas as regiões 
eletrônicas – domínios 
(pares de e- ligantes ou não)
Considera apenas os 
átomos ligados ao átomo 
central
5) A repulsão é exercida na ordem: par isolado – par isolado > par isolado – par 
ligante > par ligante – par ligante.
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Ligação covalente
Geometria molecular
Os ângulos de ligação diminuem à medida que o número de pares de 
elétrons não ligantes aumenta.
Exemplo: relação entre ângulos de ligação e pares de elétrons não ligantes.
Arranjo Tetraédrico
Geometria tetraédrica
Arranjo Tetraédrico
Geometria piramidal 
trigonal
Arranjo Tetraédrico
Geometria angular
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Ligação covalente
Geometria molecular
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Ligação covalente
Geometria molecular
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Ligação covalente
Geometria molecular
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Ligação covalente
Geometria molecular
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Exercícios
1) Considere uma molécula do tipo AB₄, em 
que o átomo central não possui pares de 
elétrons não ligantes.
a) Qual é a geometria molecular prevista pelo 
modelo VSEPR?
b) Explique por que essa molécula não adota 
uma geometria quadrada plana, mesmo tendo 
quatro átomos ligados ao átomo central.
2) Prediga o arranjo e a geometria das 
seguintes moléculas ou íons:
a) AsH3
b) OF2
c) AlCl4
-
d) XeF4
R: 1) a) Tetraédrica; b) 4 pares de e- se afastam ao 
máximo ao se organizarem nos 4 vértices de um 
tetraedro, com ângulos de 109,5º. A geometria 
quadrática plana os colocaria em ângulos de 90º, 
resultando em maior repulsão.
2) a) arranjo tetraédrico; geometria piramidal 
trigonal;
b) Arranjo tetraédrico; geometria angular;
c) Arranjo e geometria tetraédrica;
d) Arranjo octaédrico; geometria: quadrática plana.
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Ligação covalente
Polaridade de moléculas
Polaridade das moléculas é função da geometria molecular
É possível que uma molécula poliatômica que contenha ligações polares seja 
apolar. O momento associado a uma ligação pode ser tratado como um vetor.
MOLÉCULA POLAR
Momento de dipolo total diferente 
de zero µ ≠ 0;
Molécula diatômica polar;
MOLÉCULA APOLAR
Momento de dipolo total igual a 
zero, µ = 0;
Molécula diatômica 
homonuclear;
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Ligação covalente
Polaridade de moléculas
Exemplos:
Linear;
Angular; 
Tetraédrica;
Cis/trans;
Moléculas com regiões apolares e polares: 
surfactantes/detergentes.
Cabeça Polar
(Hidrofílica)
Cadeia apolar 
(Hidrofóbica)
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Ligação covalente X Ligação iônica
Quando a diferença de eletronegatividadeaumenta, também crescem as cargas 
parciais;
Se a diferença de eletronegatividade é muito grande, um dos átomos fica com 
alta densidade eletrônica, lembrando um ânion, e o outro um cátion. É dito que 
uma ligação desse tipo tem carácter iônico considerável. 
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Ligação metálica
A ligação metálica é um tipo de interação química presente em sólidos metálicos, 
caracterizada por uma rede cristalina composta por cátions metálicos organizados de 
forma ordenada e imersos em um “mar” de elétrons deslocalizados (elétrons de 
valência). 
Propriedades:
→ Alta condutividade elétrica e térmica;
→ Maleabilidade (placas) e ductilidade (fios);
→ Elevados pontos de fusão e ebulição;
→ Brilho metálico.
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Ligação metálica
 Metais puros: Fe, Cu, Ag, Au, Al, Zn, etc;
 Ligas metálicas: são soluções sólidas em que o solvente é um metal, contendo 
um ou mais elementos (metálicos ou não) como solutos. Essas ligas apresentam 
propriedades físico-químicas distintas e, geralmente, superiores às dos metais 
puros, como maior dureza, resistência mecânica ou à corrosão. 
Aço (0,15-1,5% de C em Fe);
Latão (até 40% de Zn em Cu);
Bronze (10% de Sn e 5% de Pb em Cu).
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