02Ligaçõesquimicas (1)

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ASSUNTO
Ligação química nos sólidos
- Energias e forças de ligações
- Ligações interatômicas primárias
- Ligação de Van der Waals
LIGAÇÕES QUÍMICAS EM 
MATERIAIS SÓLIDOS
Por quê estudar?
O tipo de ligação interatômica geralmente explica a propriedade do 
material.
Exemplo: o carbono pode existir na forma de grafite que é mole, escuro 
e “gorduroso” e na forma de diamante que é extremamente duro e 
brilhante. Essa diferença nas propriedades é diretamente atribuída ao 
tipo de ligação química que é encontrada no grafite e não no diamante.
LIGAÇÕES QUÍMICAS EM MATERIAIS 
SÓLIDOS
• Os elementos se ligam para formar os sólidos para 
atingir uma configuração mais estável: oito elétrons 
na camada mais externa
• A ligação química é formada pela interação dos 
elétrons de valência através de um dos seguintes 
mecanismos:
- Ganho de elétrons
- Perda de elétrons
- Compartilhamento de elétrons
TIPOS DE LIGAÇÕES
PRIMÁRIAS
• Metálica
• Covalente
• Iônica
SECUNDÁRIAS
• Van der Waals
• Pontes de Hidrogênio 
A eletronegatividade dos átomos é o que determina o tipo de ligação
Ligações químicas
É impossível se pensar em átomos como os constituintes básicos da matéria sem se pensar em ligações 
químicas. Afinal, como podemos explicar que porções tão limitadas de matéria, quanto os átomos, 
possam formar os corpos com que nos deparamos no mundo macroscópico do dia-a-dia. Também é 
impossível se falar em ligações químicas sem falarmos em elétrons. Afinal, se átomos vão se unir uns aos 
outros para originar corpos maiores, nada mais sensato do que pensar que estes átomos entrarão em 
contato entre si. Quando dois átomos entram em contato, o fazem a través das fronteiras das suas 
eletrosferas, ou seja, de suas últimas camadas. Isso faz pensar que a última camada de um átomo é a 
que determina as condições de formação das ligações químicas.
Em 1868, Kekulé e Couper, propuseram a utilização do termo valência para explicar o poder de 
combinação de um átomo com outros. A valência de um dado elemento é que determina as fórmulas 
possíveis ou não de compostos formados por ele.
A primeira situação seria entender por que dois ou mais átomos se ligam, formando uma substância 
simples ou composta. Como, na natureza, os únicos átomos que podem ser encontrados no estado 
isolado (moléculas monoatômicas) são os gases nobres, logo se pensou que os demais átomos se 
ligariam entre si tentando alcançar a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo deles na tabela 
periódica. Todos os gases nobres, com exceção do He, possuem 8 elétrons.
Esta maneira de pensar a ligação entre os átomos passou a ser conhecida por Teoria do octeto, e foi 
proposta por Kossel e Lewis no início do século XX. Baseado nessa idéia, a 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.
As ligações químicas primárias podem ser classificadas em três categorias:
- Iônica
- Covalente normal e dativa
- Metálica
Ligação Iônica
Como o próprio nome já diz, a ligação iônica ocorre com a formação de íons. A atração entre os átomos que 
formam o composto é de origem eletrostática. Sempre um dos átomos perde elétrons, enquanto o outro recebe.
O átomo mais eletronegativo arranca os elétrons do de menor eletronegatividade. Ocorre entre metais e não 
metais e entre metais e hidrogênio.
átomo com facilidade para liberar os elétrons da última camada: metal
átomo com facilidade de adicionar elétrons à sua última camada: não metal
A ligação iônica ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio. Num composto iônico, a 
quantidade de cargas negativas e positivas é igual.
A ligação entre o sódio (11Na) e o cloro (17Cl) é um exemplo característico de ligação iônica. Observe a distribuição 
dos elétrons em camadas para os dois elementos:
Na 2 - 8 - 1 Cl 2 - 8 - 7
Para o cloro interessa adicionar um elétron à sua última camada, completando a quantidade de oito elétrons 
nela. Ao sódio interessa perder o elétron de sua camada M, assim a anterior passará a ser a última, já possuindo 
a quantidade necessária de elétrons. Na representação da ligação, utilizamos somente os elétrons da última 
camada de cada átomo. A seta indica quem cede e quem recebe o elétron. Cada elétron cedido deve ser 
simbolizado por uma seta. Esta representação é conhecida por fórmula eletrônica ou de Lewis.
O sódio possuía inicialmente 11 prótons e 11 elétrons. Após a ligação, a quantidade de prótons não se altera e 
a de elétrons passa a ser 10. O cloro que inicialmente possuía 17 prótons e 17 elétrons, tem sua quantidade de 
elétrons aumentada de uma unidade após a ligação. Com isso o sódio se torna um íon de carga 1+ e o cloro 1-. 
A força que mantém os dois átomos unidos é de atração elétrica, ou seja, uma ligação muito forte. Como foram 
utilizados um átomo de cada tipo, a fórmula do composto será NaCl.
De maneira análoga podemos observar a ligação entre o flúor 
(9F) e o alumínio (13Al). O alumínio perde os três elétrons de sua 
última camada, pois a penúltima já possui os oito elétrons 
necessários. Como o átomo de flúor possui 7 elétrons em sua 
última camada, precisa de apenas mais um elétron. São 
necessários três átomos de flúor para acomodar os três elétrons 
cedidos pelo alumínio.
De maneira análoga ao exemplo anterior, ocorre a formação 
de íons positivo e negativo devido a quebra do equilíbrio 
entre as quantidades de prótons e elétrons nos átomos. O 
alumínio passa a ser um íon de carga 3+ e o fluor 1-. A 
fórmula do composto será AlF3.
Ligação covalente simples
É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam adicionar elétrons em 
suas últimas camadas. Somente o compartilhamento é que pode assegurar que estes 
átomos atinjam a quantidade de elétrons necessária em suas últimas camadas. Cada 
um dos átomos envolvidos entra com um elétron para a formação de um par 
compartilhado, que a partir da formação passará a pertencer a ambos os átomos. 
Ocorre entre metais e não metais, não metais e hidrogênio e entre hidrogênio e 
hidrogênio.
O hidrogênio possui somente uma camada contendo um único elétron, 
compartilhando 1 elétron, atinge a quantidade necessária para a camada K, que é de 
dois elétrons. Os elétrons compartilhados passam a ser contados para as eletrosferas 
dos dois átomos participantes da ligação.
Na molécula de nitrogênio ocorrem três ligações covalentes entre os dois átomos.
7N 2 - 5
Estas três ligações garantem que os dois átomos de nitrogênio atinjam a quantidade de 
oito elétrons nas suas últimas camadas. A ligação covalente entre dois átomos iguais é 
dita apolar, pois nela os elétrons são compartilhados de maneira igual, nenhum dos 
átomos tem mais força que o outro para atrair o elétron para si
A molécula de CO2 é formada por dois átomos de oxigênio e um de carbono unidos 
através de ligações covalentes.
6C 2 - 4 8O 2 - 6
O átomo de carbono compartilha 4 elétrons e cada átomo de carbono 2, garantindo 
assim que ambos atinjam os oito elétrons nas últimas camadas.
Como a ligação é entre átomos diferentes e com diferentes eletronegatividades, a 
ligação é dita polar pois o átomo de oxigênio atrai para si mais fortemente os elétrons 
compartilhados.
Além da fórmula eletrônica, os compostos covalentes podem ser representados pela 
fórmula estrutural, onde cada par compartilhado é representado por um traço. Ex.: H -
H, O = C = O.
Uma ligação covalente unindo dois átomos é dita simples. O conjunto de duas ligações 
unindo dois átomos é dito dupla ligação. O conjunto de três ligações unindo dois 
átomos é dito tripla ligação
Ligação covalente dativa ou coordenada
A existência de algumas moléculas não pode ser explicada simplesmente através daligação covalente simples. Para estes casos foi formulada a teoria da ligação covalente 
coordenada. Neste tipo de ligação, um dos átomos que já estiver com última camada 
completa entra com os dois elétrons do par compartilhado. Este par de elétrons 
apresenta as mesmas características do da ligação covalente simples, a única diferença 
é a origem dos elétrons, que é somente um dos átomos participantes da ligação. Os 
elétrons do par passam a pertencer a ambos os átomos participantes. A ligação 
covalente coordenada é representada por uma seta que se origina no átomo doador e 
termina no átomo receptor.
Dadas as distribuições eletrônicas em camadas para os átomos de 16S e 8O.
S 2 - 8 - 6 O 2 - 6
Compartilhando dois elétrons através de ligações covalentes simples, 
ambos os átomos atingem os oito elétrons na última camada.
No entanto, esta molécula ainda pode incorporar um ou dois átomos de 
oxigênio. Tal fato só pode ser explicado se o enxofre utilizar um ou dois pares 
de elétrons não envolvidos em ligações para formar um ou dois pares dativos 
com o oxigênio.
Outra molécula que não pode ser explicada somente com a ligação covalente 
simples é a de CO. O interessante desta molécula é que a ligação covalente dativa 
ocorre do átomo mais eletronegativo (O) para o menos eletronegativo (C).
É o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de metais. Os átomos dos 
elementos metálicos apresentam forte tendência a doarem seus elétrons de 
última camada. Quando muitos destes átomos estão juntos num cristal 
metálico, estes perdem seus elétrons da última camada. Forma-se então uma 
rede ordenada de íons positivos mergulhada num mar de elétrons em 
movimento aleatório. Se aplicarmos um campo elétrico a um metal, 
orientamos o movimento dos elétrons numa direção preferencial, ou seja, 
geramos uma corrente elétrica.
LIGAÇÃO METÁLICA
• Ligação Metálica • Forma-se com átomos de baixa 
eletronegatividade (apresentam 
no máximo 3 elétrons de valência)
• Então, os elétrons de valência são 
divididos com todos os átomos 
(não estão ligados a nenhum 
átomo em particular) e assim eles 
estão livres para conduzir
• A ligação metálica não é direcional
porque os elétrons livres protegem 
o átomo carregado positivamente 
das forças repulsivas eletrostáticas
• A ligação metálica é geralmente 
forte (um pouco menos que a 
iônica e covalente)= 20-200 
Kcal/mol
• Ex: Hg e W
Elétrons de valência
Átomo+elétrons das camadas mais internas
Distribuição dos Elétrons nos Átomos
No modelo Rutherford-Bohr, os elétrons giram ao redor do núcleo em 
diferentes órbitas. Um conjunto que está a uma mesma distância do 
núcleo é chamada de Camada Eletrônica
[Núcleo] ) ) ) ) ) ) ) 
K L M N O P Q 
K - Suporta 2 Elétrons 
L - Suporta 8 Elétrons 
M - Suporta 18 Elétrons 
N - Suporta 32 Elétrons 
O - Suporta 32 Elétrons 
P - Suporta 18 Elétrons 
Q - Suporta 8 Elétrons 
Para distribuir os elétrons em camadas eletrônicas, deve-se fazer o seguinte:
Na camada mais próxima ao núcleo, adicionamos o número máximo de elétrons.
Observação 1: Se, numa camada, o número de elétrons for inferior a seu número máximo, coloca-se nela o número máximo da 
camada anterior. 
Observação 2: A última camada não pode conter mais que 8 elétrons, os elétrons restantes devem ser colocados na próxima 
camada.
Exemplos:
1) Distribua um átomo com 4 elétrons (berílio):
K- 2 
L- 2 
2) Distribua um átomo com 11 elétrons (sódio):
K- 2 
L- 8 
M- 1 
3) Distribua um átomo com 20 elétrons (cálcio):
K- 2 
L- 8 
M- 8 
N- 2 
4) Distribua um átomo com 55 elétrons (césio) :
K- 2 
L- 8 
M- 8+10= 18 
N- 18 
O- 8 
P- 1 
Vejamos agora o diagrama Linus Pauling:
Os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor do núcleo. Admite-se a existência de 7 camadas eletrônicas, 
designados pelas letras maiúsculas:
K,L,M,N,O,P e Q. À medida que as camadas se afastam do núcleo, aumenta a energia dos elétrons nelas localizados.
As camadas da eletrosfera representam os níveis de energia da eletrosfera. Assim, as camadas K,L,M,N,O, P e Q 
constituem os 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º e 7º níveis de energia, respectivamente.
Por meio de métodos experimentais, os químicos concluíram que o número máximo de elétrons que cabe em cada 
camada ou nível de energia. K - Suporta 2 Elétrons 
L - Suporta 8 Elétrons 
M - Suporta 18 Elétrons 
N - Suporta 32 Elétrons 
O - Suporta 32 Elétrons 
P - Suporta 18 Elétrons 
Q - Suporta 8 Elétrons 
Em cada camada ou nível de energia, os elétrons se distribuem em subcamadas ou subníveis de energia, representados pelas letras 
s,p,d,f, em ordem crescente de energia. O número máximo de elétrons que cabe em cada subcamada, ou subnivel de energia, também 
foi determinado experimentalmente.
Subnível s p d f Número máximo de elétrons 2 6 10 14
O número de subníveis que constituem cada nível de energia depende do número máximo de elétrons que cabe em cada nível. 
Assim, como no 1ºnível cabem no máximo 2 elétrons, esse nível apresenta apenas um subnível s, no qual cabem os 2 elétrons. O 
subnível s do 1º nível de energia é representado por 1s.
Como no 2º nível cabem no máximo 8 elétrons, o 2º nível é constituído de um subnível s, no qual cabem no máximo 2 elétrons, e
um subnível p, no qual cabem no máximo 6 elétrons. Desse modo, o 2º nível é formado de dois subníveis, representados por 2s e
2p, e assim por diante.
Resumindo:
Nível Camada Nº máximo de elétrons Subníveis conhecidos 1º K 2 1s 2º L 8 2s e 2p 3º M 18 3s, 3p e 3d 4º N 32 
4s, 4p, 4d e 4f 5º O 32 5s, 5p, 5d e 5f 6º P 18 6s, 6p e 6d 7º Q 2 (alguns autores admitem até 8) 7s *7p
Linus Gari Pauling (1901-1994), químico americano, elaborou um dispositivo prático que permite colocar todos os 
subníveis de energia conhecidos em ordem crescente de energia. É o processo das diagonais, denominado 
diagrama de Pauling, representado a seguir. A ordem crescente de energia dos subníveis é a ordem na seqüência 
das diagonais.
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f14, 6d10, 7p6.
EXERCÍCIOS
1) Um elemento químico de configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 possui forte tendência 
para:
a) perder 5 elétrons. b) perder 1 elétron. c) perder 2 elétrons.d) ganhar 2 elétrons. e) ganhar 1 elétron.
2) Para que átomos de enxofre e potássio adquiram configuração eletrônica igual à de
um gás nobre, é necessário que:
dados: S (Z = 16); K (Z = 19).
a) o enxofre receba 2 elétrons e que o potássio receba 7 elétrons.
b) o enxofre ceda 6 elétrons e que o potássio receba 7 elétrons.
c) o enxofre ceda 2 elétrons e que o potássio ceda 1 elétron.
d) o enxofre receba 6 elétrons e que o potássio ceda 1 elétron.
e) o enxofre receba 2 elétrons e que o potássio ceda 1 elétron.
3) Um certo elemento tem número atômico igual a 37. Qual a carga mais provável do seu íon?
a) – 1. b) – 2. c) + 1. d) + 2. e) + 3.
4) A fórmula entre cátion X 3 + e o ânion Y – 1 é:
a) XY. b) XY3. c) X7Y. d) X3Y7. e) X7Y3.
5) Ao formar ligações covalentes com o hidrogênio, a eletrosfera do carbono adquire configuração
eletrônica de gás nobre. Com isto, é de esperar a formação da molécula:
a) CH. b) CH2. c) CH3. d) CH4. e) CH5.
6) O hidrogênio (Z = 1) e o nitrogênio (Z = 7) devem formar o composto de fórmula:
a) N2H. b) NH2. c) NH3. d) NH4. e) NH5.
RESPOSTAS
1- e) ganhar 1 elétron.
2- e) o enxofre receba 2 elétrons e que o potássio ceda 1 elétron
3- c) + 1. 
4- b) XY3. 
5- d) CH4
6- c) NH3. 
FORÇAS E ENERGIAS DE LIGAÇÃO
FORÇA E DISTÂNCIA DE 
LIGAÇÕES
 A distância entre 2 átomos é 
determinada pelo balanço das 
forças atrativas e repulsivas
 Quanto mais próximos os 
átomos maior a força atrativa 
entre eles, mas maior aindasão 
as forças repulsivas devido a 
sobreposição das camadas 
mais internas 
 Quando a soma das forças 
atrativas e repulsivas é zero, os 
átomos estão na chamada 
distância de equilíbrio.
FORÇA DE LIGAÇÕES E RIGIDEZ
 A inclinação da curva no ponto de 
equilíbrio dá a força necessária 
para separar os átomos sem 
promover a quebra da ligação. 
 Os materiais que apresentam uma 
inclinação grande são 
considerados materiais rígidos,. 
Ao contrário, materiais que 
apresentam uma inclinação mais 
tênue são bastante flexíveis. 
 A rigidez e a flexibilidade também 
estão associadas com módulo de 
elasticidade (E) que é determinado 
da inclinação da curva 
tensãoxdeformação obtida no 
ensaio mecânico de resistência à 
tração.
Deformação medida ()
Inclinação 
fornece
Módulo E
ENERGIA DE LIGAÇÃO
 Algumas vezes é mais conveniente trabalhar com energia 
(potencial) do que forças de ligações.
 Matematicamente, energia (E) e força de ligações (F) estão 
relacionadas por : E= F.dr
 A menor energia é o ponto de equilíbrio
Quanto mais profundo o 
poço de potencial maior a 
temperatura de fusão do 
material
Devido as forcas de 
repulsão aumentarem 
muito mais com a 
aproximação dos átomos 
a curva não é simétrica. 
Por isso, a maioria dos 
materiais tendem a se 
expandir quando 
aquecidos
Filme
ENERGIA DE LIGAÇÃO
 Quando energia é fornecida a um material, a 
vibração térmica faz com que os átomos 
oscilem próximos ao estado de equilíbrio.
 Devido a assimetria da curva de energia de 
ligaçãoxdistância interatômica, a distância 
média entre os átomos aumenta com o 
aumento da temperatura.
 Então, quanto mais estreito e mais profundo 
o mínimo de potencial menor é o coeficiente 
de expansão térmica do material
FORÇAS DE ATRAÇÃO E REPUSÃO 
ENVOLVIDAS EM SÓLIDOS IÔNICOS
FA= -A/r
2
FR= B/r
n
A, B e n são valores que 
dependem do sistema iônico em 
questão
LEI DE COULOMB
• Forças atrativas
• r é a distância interatômica
• z1 e z2 são as valências dos 2 tipos de íons
• e é a carga do elétron (1,602x10-19 C)
• 0 é a permissividade do vácuo (8,85x10-12 F/m)
FA
Forças Intermoleculares
Van der Waals
 São ligações secundárias ou 
físicas
 A polarização (formação de 
dipólos) devido a estrutura da 
ligação produz forças atrativas 
e repulsivas entre átomos e 
moléculas 
 A ligação de van der Waals não 
é direcional
 A ligação é fraca< 10 Kcal/mol
 Exemplo desse tipo de ligação 
acontece entre átomos de H e 
em estrut. moleculares e 
moléc. polares
A ligação é gerada por pequenas assimetria
na distribuição de cargas
LIGAÇÃO DE VAN DER WAALS EXEMPLO: 
MOLÉCULA DE ÁGUA (Pontes de Hidrogênio)
• A molécula de água apresenta 
polarização de carga (formação de 
dipólos): positiva proxima aos átomos de 
H e negativa onde os elétrons de 
valência do oxigênio estão localizados
• Isto produz forças de van der Waals 
entre as moléculas, fazendo com que as 
mesmas tendam a alinhar-se os pólos 
negativos com positivos. Como o angulo 
de ligação 109,5o, as moléculas formam 
uma estrutura quase hexagonal (veja 
figura)
• O gelo tem estrutura hexagonal devido a 
este tipo de ligação. Ë menos denso por 
isso flutua sobre a água.
á
g
u
a
H H
o
Os átomos de carbono na grafita também são unidos fortemente através 
de ligações covalentes, mas só dentro de um plano, diferentemente da 
rede 3D das ligações do diamante. Estes planos de átomos de carbono 
simplesmente empilham-se uns sobre os outros, sendo as forças de 
união entre os planos, muito fracas. Os planos de átomos de carbono 
podem então deslizar facilmente uns sobre os outros, e por isto a grafita 
é importante lubrificante! 
GRAFITADIAMANTE
Ligação fraca
Ligação forte