Química: Estudo da Matéria e Transformações

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QUÍMICA TECNOLÓGICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Olá! 
A Química é a ciência que estuda a matéria e suas transformações. À 
medida que avançamos o estudo, você verá que os princípios químicos atuam em 
todos os aspectos da nossa vida, desde atividades cotidianas, até os processos 
mais complexos, como aqueles realizadas no meio ambiente. Utilizamos princípios 
químicos para compreender uma série de fenômenos, do funcionamento de uma 
bateria de lítio até o tratamento medicamentoso. 
Nesta aula oferecemos uma visão geral a respeito do significado da química 
e da função dos químicos, abordando a Química com uma ciência central, logo, 
veremos que muito do que se passa no mundo envolve química. As transformações 
que produzem a luminescência de animais, como vaga-lumes, a deterioração dos 
alimentos, a energia elétrica proveniente das baterias e as diversas maneiras que 
nosso corpo utiliza os alimentos para produzir energia são exemplos cotidianos de 
processos químicos. 
 
Bons estudos! 
 
AULA 3 – LIGAÇÕES 
QUÍMICAS 
 
 
3 LIGAÇÃO QUÍMICA 
Muitas substâncias químicas podem ser encontradas na natureza na forma de 
moléculas – dois ou mais átomos do mesmo tipo ligados entre si. Por exemplo, a 
molécula de água que contem dois átomos de hidrogênio e uma molécula de 
hidrogênio, ou o gás oxigênio presente no ar que é formado por dois átomos de 
oxigênio. Conforme Figura 1, os átomos de oxigênio estão representados pela cor 
vermelha, enquanto que os átomos de hidrogênio estão ilustrados pela cor branca. 
Figura 1 - (a) Molécula de água do lado esquerdo e (b) Molécula de gás oxigênio do 
lado direito 
 
Fonte: Adaptada de BROWN; LEMAY, et al., (2016). 
Representamos essas moléculas com as fórmulas químicas, H2O e O2. O 
número subscrito indica a quantidade de átomos daquele elemento, ou seja, na 
molécula de água há dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio, já na 
molécula de gás oxigênio há dois átomos de oxigênio apenas. 
Observe como a composição de cada uma das substâncias é dada por sua 
fórmula química. Também é possível notar que essas substâncias são compostas 
apenas por elementos não metálicos. Grande parte das substâncias nas moléculas 
que iremos encontrar contém apenas não metais. Iremos ver detalhes destas ligações 
e representações. 
Os átomos normalmente podem ganhar, perder ou compartilhar elétrons para 
obter o mesmo número de elétrons que o gás nobre do mesmo período. Os gases 
nobres possuem distribuições eletrônica em que todos os orbitais estão ocupados com 
elétrons, dando estabilidade, fato evidenciado por sua alta energia de ionização, baixa 
afinidade eletrônica e, de modo geral, baixa reatividade química (BROWN, LEMAY, et 
al., 2016). Os gases nobres, com exceção do He, irão apresentar oito elétrons na 
 
 
camada de valência, esta observação nos leva a conhecida regra do octeto: átomos 
tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que estejam com sua camada 
de valência preenchidos por oito elétrons. Em termos de orbitais, o octeto de elétrons 
consiste no preenchimento dos orbitais 𝑠2 e 𝑝6, totalizando oito elétrons. 
Pode-se representar simbolicamente os elétrons, pelo símbolo de Lewis, o 
octeto é formado por quatro pares de elétrons de valência dispostos em torno do 
símbolo do elemento, pode-se ver na tabela abaixo alguns elementos representados 
pelos símbolos de Lewis. Existem exceções à regra do octeto, mas ela é um caminho 
útil para introduzir muitos conceitos importantes de ligações químicas. 
Tabela 1 - Elementos químicos e suas estruturas de Lewis 
Elemento Estrutura de Lewis Elemento Estrutura de Lewis 
C 
 
H 
O Na 
N 
 
Ca 
Cl 
 
Al 
 
Fonte: Adaptado de Brown, Lemay et al. (2016). 
3.1 Ligação iônica 
Substâncias iônicas geralmente resultam da interação entre metais do lado 
esquerdo da tabela periódica com os não metais do lado direito, exceto os gases 
nobres do grupo 8A. Por exemplo, quando sódio metálico, 𝑁𝑎(𝑠), é colocado em 
contato com o gás cloro, 𝐶𝑙2(𝑔), ocorre uma reação com liberação de energia. 
𝑵𝒂(𝒔) +
𝟏
𝟐
𝑪𝒍𝟐(𝒈) → 𝑵𝒂𝑪𝒍(𝒔) 
O cloreto de lítio é formado por íons 𝑁𝑎+ e 𝐶𝑙− em um arranjo cubico 
tridimensional, como mostrado na Figura 2: 
 
 
 
Figura 2 - Reticulo cristalino do cloreto de sódio 
 
Fonte: PORTELA, 2019. 
 
A formação dos íons sódio a partir do sódio metálico e de íons cloreto a partir 
do gás cloro, nos mostra que um elétron foi retirado do átomo de sódio e recebido pelo 
átomo de cloro. Podemos dizer que neste tipo de ligação ocorreu a transferência de 
elétrons do átomo de sódio para o cloro. A facilidade desta transferência ocorrer está 
diretamente ligada à propriedade: de energia de ionização (facilidade com que um 
elétron pode ser removido de um átomo) e afinidade eletrônica (capacidade de um 
átomo de ganhar um elétron) (BROWN, LEMAY, et al., 2016). Desta forma, pode-se 
concluir que o cloreto de sódio é um típico composto iônico formado por um metal com 
baixa energia de ionização e um não metal com alta afinidade eletrônica. Usando as 
estruturas de Lewis, podemos representar a reação da seguinte forma: 
 
Pode-se notar pela seta que o elétron do átomo de sódio, 𝑁𝑎, é transferido para 
o átomo de cloro, 𝐶𝑙−. Cada íon tem um octeto de elétrons: 𝑁𝑎+ = 1𝑠2𝟐𝒔𝟐𝟐𝒑𝟔 𝐶𝑙− =
1𝑠22𝑠22𝑝6𝟑𝒔𝟐𝟑𝒑𝟔. 
Quando olhamos a quantidade de elétron dentro de uma substância que é 
formada por ligações iônicas, vemos que existe duas espécies carregadas. Uma que 
recebeu elétron (íon negativo, ânion) e uma que doou o elétron (íon positivo, cátion). 
Estes cátions e ânions são muito importantes dentro da química, palavras 
comumente utilizadas. Substâncias iônicas apresentam propriedades em comum: são 
sólidos quebradiços, com alto ponto de fusão, quando misturados em água podem 
 
 
conduzir corrente elétrica. 
A estabilidade dos compostos iônicos está associada à atração entre os íons 
de cargas opostos, que se aproximam e liberam energia e fazem com isso um arranjo 
sólido, ou reticulo, conforme mostrado na Figura 2. Uma medida desta estabilidade 
resultante do arranjo das cargas opostas no sólido iônico é a energia reticular. A 
energia reticular é a energia necessária para separar complemente um composto 
iônico sólido em seus íons no estado gasoso (BROWN, LEMAY, et al., 2016). 
𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑠) → Na+(𝑔) + 𝐶𝑙−(𝑔) ∆𝐻𝑟𝑒𝑡𝑖𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 = +788 𝑘𝐽 
Esta reação absorve +788 kJ de energia para separar os íons. Logo, pode-se 
concluir que para junta-los o processo liberará -788 kJ. Deste modo, vê-se que a 
estabilidade do sólido iônico é grande. A intensidade da energia reticular do sólido 
iônico depende da carga dos íons, seu tamanho e do arranjo do sólido. Avaliamos a 
equação de Coulomb para duas partículas com carga e a energia potencial. 
3.2 Ligação covalente 
Muitas substâncias químicas não pertencem ao grupo de substâncias iônicas, 
como plásticos, ceras, ácidos, resinas entre outros. Para essa enorme quantidade de 
substâncias que não se comporta como substâncias iônicas, é preciso um modelo que 
descreva estas ligações. G. N. Lewis argumentou que átomos podem adquirir uma 
configuração eletrônica de gás nobre, compartilhando elétrons uns com outros. Está 
ligação ao qual Lewis se refere, onde par de elétrons são compartilhados, é chamada 
de ligação covalente. 
A molécula de H2, por exemplo, é formada por esse tipo de ligação, quando 
dois átomos de hidrogênio estão próximos suficiente para que seus elétrons sofram 
atração dos dois núcleos e repulsão devido à proximidade dos núcleos e também dos 
elétrons. Sabendo que a molécula é estável, pode-se concluir que as forças atrativas 
superam as repulsivas, chega-se, portanto, ao entendimento que os elétrons se 
encontram entre os dois núcleos de hidrogênio na forma (densidade eletrônica). 
O resultadoé que as interações eletrostáticas globais são atrativas. Assim, 
os átomos na molécula de H2 se unem, principalmente porque os dois núcleos 
positivos são atraídos para a concentração da carga negativa entre eles. Em 
resumo, o par de elétrons compartilhado em qualquer ligação covalente atua 
 
 
como uma espécie de ‘cola’ que une os átomos (BROWN, LEMAY, et al., 
2016). 
A ligação covalente pode ser representada pela estrutura de Lewis, por 
exemplo, a molécula de H2 onde cada átomo de hidrogênio possui dois elétrons que 
podem ser compartilhados da seguinte forma: 
 
Na ligação covalente, cada hidrogênio adquire um segundo elétron, portanto, 
ficando com a configuração estável, semelhante à do hélio. Usando a molécula de gás 
cloro, como exemplo, vejamos a representação de Lewis: 
 
O compartilhamento do par de elétrons no ligação covalente no gás cloro 
seguirá a regra do octeto, chegando à configuração eletrônica do argônio. 
Estas estruturas circulares indicam o compartilhamento do elétrons na ligação 
covalente, entretanto, comumemente usa-se um traço no lugar dos circulos para 
indicar esta ligação e os pares de eletrons não-ligantes ou isolados, assim sendo, 
podemos representar as estruturas das moleculas de H2 e Cl2 como: 
 
Segundo Brown et al. (2016): 
[...] para não metais, o número de elétrons de valencia em um átomo neutro 
é igual ao número do grupo. Portanto, pode-se prever que os elementos do 
grupo 7A, assim como o F, formarão uma ligação covalente para chegar no 
octeto; os elementos do grupo 6A, como o O, formarão duas ligações 
covalente; os elementos do grupo 5A, como o N, formarão três, e os 
elementos do grupo 4A, formarão quatro. Essas previsões são confirmadas 
em muitos compostos, a exemplo dos compostos com hidrogênio. 
 
 
 
Chamamos o compartilhamento de um par de eletrons de ligação simples. Em 
outras moleculas podemos notar que o compartilhamento ocorrerá com mais de um 
par de eletrons para o mesmo elemento. Quando dois pares de elétrons são 
compartilhados por dois átomos, chamamos de ligação dupla. Escreveremos as 
estruturas de Lewis para a molecula de O2. 
 
Pode-se perceber que na ligação dupla, estão envolvidas dois pares de 
elétrons, ou 4 elétrons no total. No dioxido de carbono, por exemplo, a ligação ocorre 
entre dois átomos de oxigênio (6 elétrons) e um átomo de carbono (4 elétrons): 
 
Uma ligação tripla corresponde ao compartilhamento de três pares de elétrons, 
ou seja, 6 elétrons no total, pode-se ver tal ligação na molécula de gás nitrogênio, N2. 
 
3.3 Ligação metálica ou ligas metálicas 
As ligas metálicas são tipo de ligações químicas que ocorrem entre os 
elementos metálicos da tabela periódica. Comumente, são estruturas cristalinas 
chamadas de ligas metálicas. Um modelo relativamente simples foi proposto e se 
 
 
aproxima da configuração deste tipo de ligação. Os materiais metálicos possuem um, 
dois ou no máximo três elétrons de valência. Nesse modelo da Figura 3, esses 
elétrons de valência não estão ligados ao núcleo do átomo, estão mais livres para se 
movimentarem ao longo do metal. Eles podem ser considerados pertencentes ao 
metal como um todo, ou como se fosse um ‘mar de elétrons’ ou uma ‘nuvem de 
elétrons’. 
Os elétrons restantes, os que não são os elétrons de valência, juntamente com 
os núcleos atômicos compõem o núcleo iônico de carga positiva. Os elétrons livres 
blindam os núcleos iônicos do metal, uma vez que haveria muito repulsão entre estes 
núcleos, deste modo, a ligação metálica possui uma natureza não direcional, diferente 
das outras ligações químicas. Concomitantemente, os elétrons livres colam os núcleos 
mantendo-os unidos (modelo na Figura 3). A ligação metálica pode apresentar caráter 
forte ou fraca, dependendo do metal variando entre 68 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 para o mercúrio, 𝐻𝑔, a 
849 𝑘𝑗/𝑚𝑜𝑙 para o tungstênio, 𝑊. As temperaturas de fusão para esses metais são -
39°C e 3410°C, respectivamente (CALLISTER JR e RETHWISCH, 2016). 
Figura 3 - Modelo de elétrons livres e núcleos iônicos na ligação metálica 
Fonte: Adaptado de Callister Jr e Rethwisch (2016). 
 
As ligações metalicas são encontradas na tabela periodica para os elementos 
do grupo 1A e 2A, no entanto, pode-se encontrar com todos os metais, inclusive os 
metais de transição como 𝐹𝑒, 𝐴𝑢, 𝐴𝑔, 𝐶𝑢, 𝑍𝑛 e 𝑃𝑏. 
Abaixo encontra-se as principais ligas metalicas: 
 Aço – composição: Fe (98,5%), C (0,5 a 1,7%), Si, S e O (traços) 
Aço – propriedade: alto ponto de fusão (1300°C) densidade de 7,7 g/cm3 e é 
mais resistente à tração do que o ferro puro. 
 
 
Aço – aplicação: fabricação de peças metálicas que sofrem elevada tração, 
principalemnte estruturas metálicas 
 Aço INOX – composição: Aço (74%), Cr (18%) e Ni (8%) 
Aço INOX – propriedades: é inoxidavel; inerte as reações de oxirredução 
Aço INOX – aplicação: telhares, peças de carro, brocas, etc.. 
 Bronze – composição: Cu (95% a 55%) e Zn (5% a 45%) 
Bronze – proprieades: fácil de moldar, flexibilidade e boa aparência 
Bronze – aplicação: peças de máquinas, instrumentos de sopro, tubos, armas 
e torneiras 
 Amálgama – composição: Ag (70%), Sn(18%), Cu(10%) e Hg (2%) 
Amálgama – propriedades: baixo coeficiente de dilatação, resistencia à 
oxidação e alta maleabilidade 
Amálgama – aplicação: obturação debtárias 
 Liga de Bismuto – composição: Bi (50%), Pb (27%), Sn (13%) e Cd (10%) 
Liga de Bismuto – propriedades: baixa temperatura de fusão (68°C) 
Liga de Bismuto – aplicação: em fusíveis elétricos que se fundem e se quebram, 
interrompendo a passagem de corrente elétrica (FOGAÇA, 2022). 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
BROWN, T. et al. Química: a ciência central. Porto Alegre: Pearson, 2016. 
CALLISTER JR, W. D.; RETHWISCH, D. G. Ciência e engenharia de materiais: uma 
introdução. Rio de Janeiro: LTC, 2016. 
FOGAÇA, J. R. V. PreParaEnem. Ligas Metálicas, 2022. Disponível em: 
https://bit.ly/3AN11TU. Acesso em: dez, 2022. 
PORTELA, J. Ligações Químicas. NOIC, 2019. Disponível em: https://bit.ly/3Vuvyzt. 
Acesso em: dez, 2022.