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Estrutura da Matéria
Ligações Químicas
Aula 4
LIGALIGAÇÇÕES ÕES 
QUQUÍÍMICASMICAS
Grafite Diamante 
nanotubos de carbono
LIGALIGAÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICAS: MICAS: Ex. Ex. CarbonoCarbono (C)(C)
Fulereno
4
“ Foi descoberto por Lijima em 1991
“ São 100 mil vezes mais finos que 
um fio de cabelo 
“ A espessura é de apenas um átomo
“ O diâmetro é de cerca de um 
nanômetro — a bilionésima parte do 
metro 
“ Possuem a maior resistência 
mecânica dentre todos os materiais 
conhecidos — não quebram nem 
deformam quando dobrados ou 
submetidos à alta pressão. 
“ Destacam-se também como dos 
melhores condutores de calor que 
existem e, para completar, podem 
ser capazes de transportar 
eletricidade 
nanotubosnanotubos de carbonode carbono
Estrutura da Matéria – 2010
Como os diferentes tipos de ligações químicas podem explicar 
as propriedades físicas e químicas das substâncias?
Obs.: diferença entre:
¾ Ligações químicas: ligações entre átomos (ou íons).
¾ Ligações (ou forças ou interações) intermoleculares: ligações (ou 
interações) entre moléculas ou entre íons e moléculas. São bem mais 
fracas que as ligações químicas.
LIGALIGAÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
Exemplo: Como explicar os estados físicos da matéria em 
termos de ligações químicas (ou interações intermoleculares)?
LIGALIGAÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
Estrutura da Matéria – 2010
Outras questões que podem ser respondidas, a partir da 
compreensão das ligações químicas:
¾ Por quê o fosfato de cálcio é tão duro que a natureza o 
adotou para a formação dos ossos?
¾ Por quê é tão difícil fazer compostos a partir do 
nitrogênio do ar?
¾ Como podemos fazer aviões e foguetes mais fortes e 
leves?
LIGALIGAÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
Estrutura da Matéria – 2010
Formação de ligação química entre dois átomos ocorre 
se: 
⇒ arranjo resultante de seus núcleos e elétrons tem 
energia mais baixaenergia mais baixa do que a energia total dos átomos 
separados.
Há mudanças nas posições dos eleléétrons de valênciatrons de valência
dos átomos.
LIGALIGAÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
Elétrons de Valência
• Os elétrons em um átomo se dividem em: elétrons de valência
e elétrons do caroço (core, + internos).
• Os elétrons de valência são os elétrons da camada mais 
externa. Eles determinam as propriedades químicas de um 
átomo porque as reações químicas resultam na perda, ganho 
ou rearranjo desses elétrons
Elemento Configuração Camada de valência
Na [Ne] 3s1 3s1
Si [Ne]3s23p2 3s23p2
As [Ar]3d104s24p3 4s24p3
Co [Ar]3d74s2 3d74s2
• Elétrons nas camada d totalmente preenchida são elétrons 
internos (do caroço)
Conhecimento da estrutura eletrônica dos átomos permite: 
⇒prever a ocorrência de ligações químicas, os tipos de 
ligações e o número de ligações.
Classificação das ligações químicas:
¾ ligações iônicas;
¾ ligações covalentes;
¾ ligações metálicas;
LIGALIGAÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
Materiais metálicos (laranja)
Materiais poliméricos não-porosos (azul escuro) 
Materiais poliméricos porosos (espumas) (azul claro) 
Materiais poliméricos medianamente porosos (azul 
intermediário) 
Materiais cerâmicos de alta tecnologia (vermelho) 
Materiais cerâmicos tradicionais (salmão) 
Materiais metálicos: ligações 
metálicas 
Materiais poliméricos: 
ligações covalentes e 
interações intermoleculares
Materiais cerâmicos: ligações 
covalentes e iônicas
LIGALIGAÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
Iônico Molecular Covalente Metálico
Unidades nos
pontos reticulares
Íons positivos e 
negativos Moléculas Átomos Íons positivos
Forças de ligação 
entre as unidades Ligações iônicas
*Forças 
dipolo-dipolo
Forças de 
London
Covalente
Atração entre 
o “mar”
elétrons e os 
íons positivos
Dureza Razoavelmente 
duro, quebradiço
Mole Muito duro Mole a duro
Ponto de fusão Razoavelmente 
alto
Baixo Muito alto Médio a alto
Condutividade 
elétrica
Baixa Baixa Baixa Boa a ótima
Exemplos NaCl
K2CO3
(NH4)2SO4
Na3PO4
CO2
C6H6
H2O
CH4
SiC
SiO2 (quartzo)
C(diamante)
Al2O3
Na
Ag
Fe
W
Ligações e propriedades dos sólidos
* forças intermoleculares
LIGALIGAÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
Tipo de 
sólido
Substância Energia
reticular(kJ.mol‐1)
Ponto de fusão
(0C)
Iônico
NaCl
CaF2
CaO
788
2590
3520
821
1423
2614
Molecular
H2
CH4
CO2
0,8
9
25
‐259
‐182
‐78(sublima)
Covalente
C (grafite)
SiC
SiO2 (quartzo)
714
1235
1865
3600
2700 (sublima)
1610
Metálico
Na
Ag
Cu
108
285
340
98
962
1083
Energias reticulares e pontos de fusão
LIGALIGAÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
Estrutura da Matéria – 2010
Formação de ligação química 
maior estabilidade 
energia potencial mínima
Força e energia potencial em função da separação interatômica
ou FT
Força resultante entre os dois átomos da ligação química:
FFTT = F= FAA + F+ FRR
No equilíbrio: FFAA + F+ FR R = 0= 0
distância distância internuclearinternuclear de equilde equilííbrio = rbrio = roo
A energia potencial é expressa como:
Para sistemas atômicos:
EA = energia de atração, ER = energia de repulsão, E = energia resultante entre os dois 
átomos
Curva de energia potencial → somatória das curvas de energia de atração e de repulsão.
No equilíbrio, energia potencial é mínima: E = E = EEoo ⇒ energia de ligação (ou energia de 
dissociação)
∫= FdrE
RA
r
R
r
A
r
EEdrFdrFFdrE +=+== ∫∫∫
∞∞∞
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A explicação para a formação da ligação química foi 
desenvolvida, em 1916, pelo físico alemão Walther Ludwig 
Julius Kossel (1888-1956) e pelo químico norte-americano 
Gilbert Newton Lewis (1875-1946), em trabalhos 
independentes e publicados, respectivamente, no Annalen
de Physik 49, p. 229 e Journal of the American Chemical
Society 38, p. 762. 
Para Kossel e Lewis, a valência química, isto é, a 
capacidade de combinação dos elementos químicos, se 
devia a um par de elétrons que era compartilhado pelos 
átomos desses elementos. 
G. N. Lewis G. N. Lewis 
1875 1875 -- 19461946
Valência de um átomo passou a ser vista como a quantidade de 
elétrons que um átomo deveria receber, perder ou compartilhar
para tornar sua última camada (camada de valência) igual a do gás
nobre de número atômico mais próximo. 
Valência – conceito introduzido por Kekulé e Couper
SSíímbolos (ou estruturas) de Lewis para os elementosmbolos (ou estruturas) de Lewis para os elementos
¾ símbolo do elemento é circundado por um número de pontos, 
correspondentes ao número de elétrons na camada de valência do 
átomo.
¾ a camada interna não é escrita, pois ela está completa, 
correspondendo à configuração de um gás nobre.
¾ os elétrons são colocados um de cada vez, ocupando os quatro 
lados em torno do símbolo e são colocados emparelhados, se 
necessário. 
LIGALIGAÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
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Família do elementos representativos da Tabela Periódica →
fornece o número de elétrons na camada de valência
LIGALIGAÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
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Regra do octetoGases nobres energia de ionização elevada
afinidade eletrônica baixa
são os únicos elementos que existem como átomos isolados, estáveis. 
A configuração eletrônica da camada de valência (exceto para o He) é
ns2np6 (oito elétrons)→ está ligada a estabilidade → átomos tendem a 
perder, ganhar ou compartilhar elétrons para ficar com essa 
configuração eletrônica (ficar com o octeto completo).
Ex.: Cl configuração eletrônica : 1s22s22p63s23p5
Completa o octeto ganhando 1 e
Cl- 1s22s22p63s23p6Não metais que têm a camada de valência quase 
completa, tendema ganhar elétrons para 
completar o octeto. Ex.: alguns elementos da 
família 6A, 7A
LIGALIGAÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
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LigaLigaçções iônicasões iônicas
Interações eletrostáticas
Ligação não-direcional
(Interações multidirecionais)
LIGALIGAÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
NaCl
a magnitude da ligação é igual em todas as 
direções ao redor de um íon.
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LIGALIGAÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
¾ ocorre através da transferência de elétrons de um átomo para 
outro. 
¾ há atração eletrostática entre os íons positivos e negativos 
formados. (aproximação de esferas com cargas opostas)
¾ forma-se entre metais com poucos elétrons na camada de 
valência e baixa E. I. (têm tendência a perder elétrons) e não 
metais com E. I. relativamente alta e A. E. elevada (têm 
tendência a receber elétrons)
¾ Metais com menores E. I.: alcalinos e alcalino-terrosos
¾ Não metais com maiores A. E. : elementos das famílias 6A e 7A
Cátions formados por 
elementos com baixa 
energia de ionização
Ânions formados por 
elementos com elevada 
afinidade eletrônica
LIGALIGAÇÇÕES QUÕES QUÍÍMICASMICAS
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Ex.: Na configuração eletrônica : 1s22s22p63s1
Na+ 1s22s22p6
perde 1e para ficar com a 
camada anterior com octeto
completo
Símbolos de Lewis para a formação de íons Na+ e Cl-:
Na• → Na+ + e-
Metais alcalinos e alcalino-terrosos têm tendência a 
perder elétrons para ficar com o octeto completo
Cl + e- Cl
-
Obs.: apenas os elétrons da C. V. do Na no estado 
fundamental são indicados.
O que ocorre no caso de metais (que têm A. E. e E. I. baixas e poucos elétrons na C. V.)?
Ex.: Na e Cl formam ligação iônica?
o átomo de sódio perde um elétron, formando um cátion (espécie com carga positiva)
Na (1s22s22p63s1) → Na+ (1s22s22p6) + é
ou:
Na• → Na+ + e-
o átomo de cloro ganha um elétron, formando um ânion (espécie com carga negativa)
Cl (1s22s22p63s23p5) + é → Cl- (1s22s22p63s23p6) cloreto
ou:
Configuração
eletrônica
E. I. (kJ.mol-1) A. E. (kJ.mol-1)
Na 1s22s22p63s1 494 52,9
Cl 1s22s22p63s23p5 1251 349
Cl + e- Cl
-
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Estrutura da Matéria – 2010
Pensando, inicialmente, na formação de íons Na+ e Cl‐ a partir de átomos de Na e Cl no 
estado gasoso:
i) Nao(g) → Na+(g) + e ∆H = +494 kJ.mol‐1 (= E. I. do Na) 
ii) Clo(g) + e → Cl‐(g) ∆H = ‐349 kJ.mol‐1 (= A. E. do Cl)
∆H1 = +145 kJ.mol‐1 aumento de energiaaumento de energia: desfavordesfavoráável !!!vel !!!
Há atração eletrostática entre os íons Na+ e Cl‐, segundo a lei de Coulomb, formando o 
par iônico Na+Cl+(g) no estado gasoso :
iii) Na+(g) + Cl‐(g) → Na+Cl‐(g) ∆H2 = ‐ 552 kJ.mol‐1 (energia de atra(energia de atraçção eletrostão eletrostáática)tica)
Portanto, Portanto, ∆H global = (+145 + (‐552)) kJ.mol‐1 = ‐407 kJ.mol‐1→ houve diminuidiminuiçção de ão de 
energiaenergia→ processo favorprocesso favoráávelvel !!!
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