Aula 6 Ligações Químicas

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Profª. Adriane de Medeiros Ferreira 
 Quando verificamos a composição das 
substâncias, notamos que é muito raro 
encontrar átomos isolados. 
Eles quase sempre estão unidos, formando 
agregados. 
Iônica 
Covalente 
Metálica 
Gilbert Newton Lewis 
Walter Kossel 
1916 – Marco no estudo das ligações 
químicas. 
 
As ligações químicas dos átomos envolvidos 
adquirem a configuração dos gases nobres 
mais próximos na tabela periódica. 
Kossel – a ligação ocorreria graças à perda ou o 
ganho de elétrons (ligação iônica) 
 
Lewis – a ligação ocorreria em função do 
compartilhamento dos elétrons dos elementos 
envolvidos (ligação covalente). 
Para haver ligação química é necessário: 
 
 Que no mínimo dois elementos se aproximem; 
 
 Cada um deles sofra algum tipo de alteração em sua distribuição 
eletrônica, em função desta aproximação. 
 
Um mesmo átomo pode ligar-se de maneira 
diferente, dependendo do outro átomo que 
formará o par de átomos ligados. 
 
Ex.: Hidrogênio 
As ligações entre átomos dos diversos elementos químicos seriam 
justificadas pelo fato de os átomos envolvidos nas ligações 
químicas adquirem a configuração do gás nobre mais próximo. 
A ligação iônica consiste na interação entre íons positivos (cátions) 
e negativos (ânions). 
Perde 1 é 
Na0 
Cl0 
Na+ + Cl- 
Na+ 
Cl- 
NaCl 
Ganha 1 é 
• O número de elétrons é maior do que o número de 
prótons em uma unidade. 
F-, Cl-, B-, I-, NO3
-, ClO4
-, OH-, HCO3
-, 
CH3COO
- 
• O número de elétrons é maior do que o número de 
prótons em duas unidades. 
O2-, SO4
2-, CO3
2- 
• O número de elétrons é maior do que o número de 
prótons em unidade. 
PO4
3- 
• O número de elétrons é menor do que o número de 
prótons em uma unidade. 
Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, Ag+, NH4+, H3O+ 
• O número de elétrons é menor do que o número de 
prótons em duas unidades. 
Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Fe2+, Zn2+, +, Cu2+, 
Hg2+ 
• O número de elétrons é menor do que o número de 
prótons em unidade. 
Al3- ,Fe3- , Au3- , Bi3- 
H(a) H(b) H(a) H(b) 
Aproximação de H(a) e H(b) União entre H(a) e H(b) 
Interações 
Existentes 
Atrativas 
Núcleo (a) – elétron (b) 
Núcleo (b) – elétron (a) 
Repulsivas 
Elétron (a) – Elétron (b) 
Núcleo (a) – Núcleo (b) 
é é 
(1) 
(2) 
(3) 
(4) 
1 2 
3 
4 
O par de elétrons é atraído simultaneamente pelos dois 
núcleos e passa a maior parte do tempo em uma região 
intermediária localizada entre os dois. 
 
Sua representação pode ser feita de duas maneiras: 
 
 H : H ou H – H 
 
 
UMA VEZ QUE ELÉTRONS SÃO COMPARTILHADOS, 
ESTES PERTENCEM AOS DOIS ÁTOMOS 
SIMULTANEAMENTE. 
Propriedades da ligação covalente: 
- formam moléculas; 
- possuem baixo PF e PE; 
- em geral, não conduzem eletricidade, exceto os ácidos. 
Nas ligações a seguir, descubra qual é tipo de ligação química e 
demonstre como estes compostos foram formados. 
a) NaCl 
b) CH4 
c) CaF2 
d) H2O 
e) Li2O 
 
f) CsCl 
g) NH3 
h) MgCl2 
i) HF 
 
Átomos com poucos elétrons de valência e sendo estes elétrons 
fracamente ligados, podem ceder estes elétrons para serem 
compartilhados por todos os átomos do sólido, formando uma ligação 
química chamada de metálica. 
 Os elétrons tem liberdade de movimento; 
 Por onde quer que ele se movimente, encontra sempre núcleos 
positivos para ‘compensar a carga negativa’. 
 Podemos considerar o metal como uma formação de íons 
positivos, situados em certas posições imersa em um ‘mar’ de 
elétrons móveis. 
Carga do cátion metálico 
Li+ - Baixa energia de ionização 
 Cátion monovalente. 
 
 Al3+ - Maior energia de ionização. 
 Cátion trivalente. 
Os metais alcalinos e alcalinos terrosos possuem baixa energia de 
ionização e forma cátions 1+ e 2 +, respectivamente. 
A força de ligação metálica tende a aumentar à medida que passamos da 
esquerda para a direita, ao longo de um período da tabela periódica. 
A mobilidade dos elétrons de valência é justamente a grande 
responsável pelas inúmeras características singulares dos 
metais 
Algumas Propriedades: 
 
Mobilidade do material; 
Condutividade elétrica; 
Condutividade térmica. 
 
A mobilidade dos elétrons de valência é justamente a grande 
responsável pelas inúmeras características singulares dos 
metais 
Algumas Propriedades: 
 
Mobilidade do material; 
Condutividade elétrica; 
Condutividade térmica. 
 
As interações iônicas são distribuídas ao redor de cada íon, 
formando o retículo cristalino iônico. 
Os átomos se organização respeitando as 
energias repulsivas e atrativas dos íons, de 
modo a minimizar as forças repulsivas entre 
íons de mesma carga. 
Modelo: CFC 
(Cúbica de Face Centrada) 
Número de Coordenação (NC) = 6 
 
CFC: Na+, nos vértices 
 Cl-, nas faces 
Ex. NaCl 
Modelo: CCC 
(Cúbica de Corpo Centrado) 
Número de Coordenação (NC) = 8 
 
CCC: Cs+, nos vértices 
 Cl-, no centro 
Ex. CsCl (Cloreto de césio) 
Modelo: Fluorita 
NC = 8 (Ca2+) 
 4 (F-) 
Ex. CaF2 (Fluoreto de Cálcio) 
 As propriedades dos compostos iônicos são diretamente 
relacionados com seus retículos iônicos. 
 
 Cada íon deve ocupar uma determinada posição no reticulo, 
tornando a energia de atração e repulsão menor possível. 
 
Propriedades: 
 
1 – Duros e quebradiços; 
2 – Ponto alto de fusão e ebulição; 
3 – Não conduzem corrente elétrica quando sólidos; 
4 – Solubilidade depende do composto e do solvente. 
Ponto de fusão e ebulição de alguns compostos iônicos 
Solubilidade de compostos iônicos