Ligações Químicas (Resumo)

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Ligações Químicas
Teoria do Octeto
De todos os elementos químicos conhecidos, apenas os gases nobres são encontrados livres na 
natureza. Os demais encontram-se sempre ligados uns aos outros. Os gases nobres são estáveis 
por apresentarem 8 elétrons na última camada, com exceção do hélio, que possui 2 elétrons na 
última camada. Esta estabilidade se faz necessária em todos os elementos químicos. Por isso os 
demais átomos reagem para adquirir uma configuração eletrônica igual à do gás nobre que tiver 
número atômico mais próximo do seu. Com 8 elétrons na última camada (ou 2, se o átomo 
apresentar apenas uma camada) o átomo vai adquirir estabilidade eletrônica. 
Tipos de Ligação
Ligação Iônica
Ocorre entre íons, em que o cátion é proveniente de um metal e o ânion de um não metal, com 
objetivo de adquirir configuração eletrônica estável. (metal + ametal)
• Cátion + ânion = composto iônico 
• Metal → cede elétrons;
• Não metal → recebe estes elétrons.
Exemplo: Na+ + Cl- (cloreto de sódio) 
• O sódio doa seu elétron excedente (cátion);
• O cloro recebe o elétrons que lhe falta (ânion);
• Forma-se então o composto cloreto de sódio.
Ligação Covalente Comum
Ocorre entre ametais ou entre hidrogênios ou entre ambos. (ametal + ametal/H + H/ ametal + H)
• Cada átomo fornece um elétron para formar um par eletrônico que suprirá a deficiência 
eletrônica de ambos;
• Exemplo: Cl2: cloro molecular;
• Fórmula eletrônica de Lewis e Fórmula estrutural: Cada cloro contribui com um elétron e o 
par formado passa a pertencer a ambos.
Ligação Covalente Dativa
Ocorre quando um átomo que já adquiriu 8 elétrons na última camada compartilha um ou mais 
pares de elétrons de sua última camada com um átomo instável;
• A ligação covalente dativa só ocorre quando as outras ligações não forem possíveis;
• Exemplo: CO (monóxido de carbono).
Ligação Metálica
Os metais são bons condutores de corrente elétrica. Sendo assim, possuem em suas estruturas 
elétrons livres para se movimentar. Este é uma das evidências que levaram à elaboração do 
modelo da ligação metálica. Os metais não exercem uma atração muito alta sobre os elétrons da 
última camada e por isso possuem tendência a perder elétrons. Assim, um metal sólido é 
constituídos por átomos metálicos em posições ordenadas com seus elétrons de valência livres 
para se movimentar por todo o metal.
• Ocorre entre os átomos de metais que liberam seus elétrons da última camada, formando 
assim o que chamamos de fluxo eletrônico que envolve os cátions resultantes mantendo-os
unidos. Exemplos: Barra de ferro, anel de ouro, corrente de prata. 
Ligação Covalente Apolar
Na ligação Cl – Cl, os dois átomos são iguais e obviamente não há diferença de eletronegatividade. 
O par de elétrons é distribuído de maneira homogênea, não havendo formação de pólo na 
molécula. Dizemos então que esse tipo de ligação é apolar. 
Ligação Covalente Polar 
Consultando a tabela de eletronegatividade verificamos que o cloro é mais eletronegativo que o 
hidrogênio, ele atrai com mais força o par de elétrons. Ex.: HCl (ácido clorídrico).
Tabela de Eletronegatividade
F > O > N = Cl > Br > C = S = I = > P = H > B 
Hibridação
O átomo de carbono apresenta 4 elétrons disponíveis de formas iguais para realizarem ligações. 
Entretanto, sua configuração no estado fundamental é: C (Z = 6): 1s2, 2s2, 2p2. Analisando 
somente o segundo nível, o carbono apresenta apenas 2 e- desemparelhados (seria capaz de 
formar apenas 2 ligações). Entretanto, sofrerá uma ativação, ou seja, o e- do subnível s passará 
para o orbital vazio do subnível p. 
• Estado fundamental
• Estado ativado ou excitado
• Estado híbrido ou hibridizado