Aula 3 Ligações químicas

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO 
PARANÁ
- Campus União da Vitória -
Ligações químicas
Prof. Dr. Jean Henrique da Silva Rodrigues
União da Vitória / PR
Julho - 2017
PORQUÊ AS SUSBTÂNCIAS AO NOSSO 
REDOR SE COMPORTAM DE MANEIRA 
DIFERENTE?
O Sal de cozinha 
por exemplo (NaCl) 
que exibe estrutura 
cristalina é um 
sólido duro, frágil, 
de alto ponto de 
fusão e que quando 
fundido ou 
dissolvido em água 
conduz corrente 
elétrica;
PORQUÊ AS SUSBTÂNCIAS AO NOSSO 
REDOR SE COMPORTAM DE MANEIRA 
DIFERENTE?
O diamante que por 
sua vez também exibe 
estrutura cristalina, 
apesar de formado 
apenas de carbono, é 
duro, resistente e tem 
alto ponto de fusão;
PORQUÊ AS SUSBTÂNCIAS AO NOSSO 
REDOR SE COMPORTAM DE MANEIRA 
DIFERENTE?
O cobre e outras 
substâncias metálicas 
são maleáveis, 
apresentam brilho 
característico e podem 
conduzir corrente se 
fundidos ou sólidos;
LIGAÇÕES QUÍMICA
•As respostas estão no tipo de ligações entre os átomos que compões dado
material, as quais são responsáveis pelo comportamento das substâncias;
•Em nível atômico podemos distinguir diversas características específicas de metais
e não-metais com base em várias propriedades que se correlacionam com a sua
posição na tabela periódica que influenciam na formação de ligações químicas;
Tabela Periódica
Família 
ou 
grupo
Nº de 
elétrons
na camada
de 
valência
Distribuição 
eletrônica da 
camada de 
valência
Nome
IA 1 ns¹ Metais alcalinos
IIA 2
ns² Metais alcalinos 
terrosos
IIIA 3 ns² np¹ Família do boro
IVA 4 ns² np² Família do 
carbono
VA 5 ns² np³ Família do 
nitrogênio
VIA 6 ns² np4 Calcogênios
VIIA 7 ns² np5 Halogênios
VIIIA 
ou 
O
8
ns² np6 Gases nobres
Algumas propriedades dos átomos são
mensuráveis e mostram variações periódicas
em função do número atômico:
◦Raio atômico
◦ Energia de ionização
◦Afinidade eletrônica
◦ Eletronegatividade
Propriedades periódicas
 Qual o tamanho de um átomo?
É a superfície limite que contém a maior parte 
da nuvem eletrônica
Raio atômico
Raio atômico diminui
Raio 
atômico
aumenta
Energia de Ionização
 É a energia necessária para retirar 1 elétron de um
átomo e transformá-lo num CÁTION
 Quanto maior for o valor da energia de ionização
mais difícil de retirar este elétron.
 Mais de um elétron pode ser retirado
 1o elétron – primeira energia de ionização
 2o elétron – segunda energia de ionização
Na(g) Na
+
+ e
-
(g)
Energia de Ionização
O (g) O
+
+ e
-
(g)
Ne (g) Ne + e
-
(g)
+
Ei = 496 kJ/mol
Ei = 1314 kJ/mol
Ei = 2081 kJ/mol
Energia de Ionização aumenta
Energia de 
Ionização 
diminui
Energia de Ionização
Afinidade eletrônica
 É a quantidade de energia liberada
quando um átomo em estado gasoso
recebe um elétron e se transforma num
ÂNION
 Quanto maior o valor da afinidade
eletrônica maior a tendência do átomo em
receber um elétron
Afinidade eletrônica
F(g) + e
-
F
-
Cl (g) + e
-
Cl
-
I(g) + e
-
I
-
Na (g) + e
-
Na-
AE = 333 kJ/mol
AE = 348 kJ/mol
AE = 296 kJ/mol
AE = 53 kJ/mol
Afinidade eletrônica
Afinidade eletrônica aumenta
Afinidade 
eletrônica 
Diminui
A eletronegatividade é uma propriedade periódica dos elementos que 
indica a sua tendência em atrair os elétrons em uma ligação química.
Eletronegatividade
Por que os átomos se ligam?
Os gases nobres já são estáveis quando sozinhos e por esse motivo 
não precisam se ligar a outros átomos (são quimicamente inertes)
Mas e os átomos dos demais elementos, como fazem
para adquirir maior estabilidade?
2
10
18
36
54
86
LIGAÇÕES QUÍMICAS
 Conceito Geral: Combinação entre 
átomos, moléculas e íons onde cada espécie 
química procura uma maior estabilidade. 
Menos estáveis
Mais estáveis
Átomos 
isolados
Átomos 
ligados
E
n
er
g
ia
Definições
 Estado Natural dos Átomos: os átomos são 
encontrados na natureza combinados de modo a 
adquirir maior estabilidade.
 Estabilidade química: os átomos precisam 
completar seus orbitais incompletos perdendo ou 
ganhando elétrons da última camada.
 Camada de Valência: as ligações químicas, de 
um modo geral, envolvem apenas a última camada 
do átomo.
Regra do Octeto
 Descrição: O átomo adquire 
estabilidade ao completar oito elétrons na 
última camada, imitando os gases nobres. 
Configuração Geral: ns2 np6
       
Obs. Esta regra só é válida para os elementos 
representativos. Exceção para o H, Li, B e Be.
Um átomo adquire estabilidade quando possui 8 elétrons na camada
de valência, ou seja, atinge a configuração eletrônica de um gás nobre
11Na = 1s
2
2s2 2p6
3s1
Instável
10Ne = 1s
2
2s2 2p6
Perde 1e-
Estável
O átomo de Na atinge o octeto após perder 1e- e iguala a configuração do neônio
17Cl = 1s
2
2s2 2p6
3s2 3p5
Instável
18Ar = 1s
2
2s2 2p6
3s2 3p6
Ganha 1e-
Estável
Já o átomo de Cl, que tem 7e- de valência atinge o octeto após ganhar 1e-, atingindo a 
configuração eletrônica do gás nobre argônio
H e He são exceções à regra do octeto pois se estabilizam com apenas 2e- de valência
Regra do Octeto
Regra do Dueto
 Descrição: O átomo adquire 
estabilidade ao completar a camada de 
valência com dois elétrons, imitando o gás 
nobre - He. 
Configuração Geral: ns2
 
Obs. Esta regra só é válida para os elementos 
representativos: H, Li, B e Be.
Para atingir o octeto os átomos devem perder, ganhar ou compartilhar 
elétrons combinando-se com outros átomos
O hidrogênio apesar de estar na família 1A se estabiliza ganhando ou compartilhando um 
elétron ficando com apenas 2 elétrons na camada de valência;
Perde
1e- 2e- 3e
-
Ganha
3e- 2e- 1e-
Ganhar elétrons
Perder elétrons
Ligações Químicas
Para atingir o octeto os átomos se combinam através das chamadas
ligações químicas
Tais ligações podem ser:
• Interatômicas – ocorre entre os átomos, mantendo-os unidos
• Intermoleculares – ocorre entre as moléculas, mantendo-as unidas
H H
O
Ligação química 
entre os átomos 
formando a molécula de 
água
Ligação química entre as 
moléculas de água
H
O
H O
O
H
H
HH
Ligações Químicas
Interatômicas
(intramolecular)
Iônica Covalente Metálica
Ligações Intermoleculares
Forças de Van der Walls
Ligações de hidrogênio
Compostos 
iônicos
Compostos 
covalentes
Ligas
metálicas
Toda vez que dois ou
mais átomos se
combinam, estabelece-se
entre eles uma ligação
química, ou seja, uma
força responsável por
mantê-los unidos
Ligações Interatômicas
São estabelecidas quando dois ou mais átomos combinam-se para
formar uma substância
Podem ser de três tipos diferentes:
• Iônica – envolve a transferência de elétrons entre os átomos, formando
os compostos iônicos.
• Covalente – envolve o compartilhamento de elétrons entre os átomos,
formando as moléculas
• Metálica – envolve a dispersão de elétrons dos átomos de metais,
formando as ligas metálicas
Somente os elétrons da camada de valência dos átomos que 
participam da ligação
Ligação Iônica
 Ocorre entre átomos de METAIS e AMETAIS ou METAIS e
HIDROGÊNIO
Envolve a transferência de elétrons e formação de íons
Ligações com forte atração eletrostática (atração entre os íons)
Ocorre entre átomos com grande diferença de eletronegatividade;
Originam os compostos iônicos
Na+ Cl-
O átomo de Na doa 1e- para o átomo de Cl 
e ambos atingem a estabilidade
Composto iônico
A ligação iônica ocorretoda vez que um átomo com tendência a doar elétrons 
(metal) combina-se com um átomo com tendência a ganhar elétrons (ametal)
Ligação Iônica
 Os compostos iônicos formam cristais;
Formação dos compostos iônicos
METAL + AMETAL
O átomo de K doa 1e-
para o átomo de Br 
K+ Br -
Cátion Ânion
Composto 
iônico
K ao perder 1e- origina o cátion K+
Br ao receber 1e- origina o ânion Br-
Os íons se unem e
formam o composto 
iônico
Em uma ligação iônica temos:
Metal doando elétrons, originando um cátion
Ametal ganhando elétrons, originando um ânion
KBr
O número de elétrons doados deve ser igual a quantidade de elétrons recebidos
Formação dos compostos iônicos
2K+ O-2
Cátion Ânion
K2O
Um átomo de Al doa seus 
3e- para três átomos de Cl 
K ao perder 1e- origina 
o cátion K+
São necessários 
2 átomos de K para 
estabilizar o átomo de O
Al+3 3Cl -
AlCl3
Al ao perder 3e- origina 
o cátion Al+3
São necessários 
3 átomos de Cl para 
receber os elétrons 
doados pelo Al
METAL + AMETAL
O átomo de oxigênio se 
estabiliza quando ganha 2e-
São necessários então dois 
átomos de K
Formação dos compostos iônicos
METAL + HIDROGÊNIO
A combinação entre o hidrogênio e um metal menos eletronegativo que ele, se dá 
por ligação iônica também e forma compostos iônicos chamados hidretos 
Na+ H-
Cátion Ânion
NaH
Ao doar seu elétron o Na 
origina o cátion Na+ 
O átomo de H ao receber
o elétron origina o ânion H-
Fórmula dos compostos iônicos
M+X A-Y MYAX
Exemplos
Ba+2 Cl-1 BaCl2 Al
+3 O-2 Al2O3
Indique os compostos iônicos formados a partir da ligação entre os 
seguintes átomos:
Mg e Cl
Mg+2 2Cl -
MgCl2
Al e O
2Al+3 3O -2
Al2O3
Propriedades dos compostos iônicos
Á temperatura ambiente são sólidos cristalinos
Em um composto iônico, os íons
se organizam em uma estrutura
cristalina rígida mas frágil
Propriedades dos compostos iônicos
Apresentam altos pontos de fusão e ebulição
Nos compostos iônicos os íons estão unidos por uma força eletrostática muito forte
que provém da atração entre os cátions e ânions e para separar essas cargas são 
Exigidas altíssimas temperaturas
NaCl 
Ponto de fusão = 801 °C
Ponto de ebulição = 1413 °C
Propriedades dos compostos iônicos
Condutividade Elétrica
A forte atração entre os íons de
carga oposta influencia na
condutividade elétrica de
compostos iônicos
Propriedades dos compostos iônicos
São bons condutores de eletricidade quando líquidos (fundidos) ou em
solução aquosa (dissolvidos em água)
NaCl(s)
São muito solúveis em água
Não conduz 
eletricidade
Na+ Cl-
Ótimo condutor 
de eletricidade
801°C
Íons livres
Fusão
CaCl2 (s)
Não conduz 
eletricidade
Ca+2 (aq) 2Cl
-
(aq)
Ótimo condutor 
de eletricidade
H2O
Dissolução
Os compostos iônicos apresentam alta solubilidade em água, ou seja, dissociam-se
facilmente quando misturados com a água, formando as soluções iônicas
O soro fisiológico é uma solução iônica preparada 
dissolvendo-se 9g de NaCl em 1 litro de água
Vamos praticar?
Ligação Covalente
 Ocorre entre átomos de AMETAIS e AMETAIS ou AMETAIS e
HIDROGÊNIO
Envolve o compartilhamento de elétrons
Originam os compostos moleculares
Característica dos compostos orgânicos e biomoléculas
Representação dos compostos moleculares
Fórmula eletrônica (estrutura de Lewis)
Fórmula estrutural plana
H Cl
Apresenta os elétrons de 
valência de cada átomo 
da molécula
Cada par de elétrons compartilhado é 
representado por um traço
C
H
HH
H O S O
HCl CH4 SO2
Como desenhar estruturas de Lewis:
1. Determinar o átomo central da molécula (geralmente o de menor 
atomicidade; Muito comum: C, N, P e S)
2. Determinar o número de elétrons na camada de valência de cada 
elemento;
3. Multiplicar o número de elétrons totais de cada elemento por sua 
atomicidade para determinar o número total de elétrons;
4. Distribuir os elétrons ao redor dos átomos aos pares 
obedencendo a regra do Octeto (exceto para H, Li, B e Be);
5. Formar ligações simples entre os átomos (um par de elétrons)
6. Completar com ligações duplas caso todos os elétrons não 
tenham sido distribuídos (obedecendo a regra do octeto)
Ligação Covalente
As ligações covalentes são encontradas nas mais diversas moléculas
biológicas, como proteínas, lipídios, carboidratos e ácidos nucléicos;
Combustíveis comuns como (hidrocarbonetos) e os gases atmosféricos
(O2, N2, CO2, vapor de H2O) são formados por fortes ligações covalentes;
Íons comuns abundantes nas células também tem sua estrutura
fundamental formada por ligações covalentes;
Dióxido de Carbono
Ion Nitrito
Metano
Glicose
Formação dos compostos covalentes
AMETAL + AMETAL
O átomo de Cl tem 7e- de 
valência e precisa de mais 
1e- para atingir o octeto
O átomo de N tem 5e- de 
valência e precisa de mais 
3e- para atingir o octeto
Para atingir o octeto N e Cl
então compartilham 3 pares 
de elétrons
NCl3
Forma-se a molécula 
de NCl3
Ambos são ametais 
portanto nenhum tem 
tendência em doar elétrons
A molécula de CO2 é 
formada quando os átomos 
de C e O compartilham 4 
pares de elétrons molécula de CO2
Formação dos compostos covalentes
HIDROGÊNIO + AMETAL
O Hidrogênio estabiliza-se com 2e- na camada 
de valência, desta forma cada H consegue 
compartilhar apenas um par de elétrons
O átomo de H pode compartilhar seu elétrons com um ametal ou com ele mesmo
H2O
molécula 
de água
Quando os átomos de H e O compartilham 
2 pares de elétrons, produzem a molécula 
de água
Uma molécula de amônia (NH3) forma-se
quando os átomos de N e H compartilham 3 
pares de elétrons
NH3
O hidrogênio pode combinar com ele 
mesmo, formando a molécula de H2
Como as ligações covalentes de 
mantém?
Equilíbrio entre forças atrativas e repulsivas entre os átomos 
que mantém a ligação covalente
Tipos de ligações covalentes
Em relação à quantidade de pares eletrônicos compartilhados entre os mesmos 
átomos, as ligações covalentes são classificadas em:
Simples – quando apenas 1 par de elétrons é compartilhado
Dupla – quando 2 pares de elétrons são compartilhados
HCl H2O
CO2
Tripla – quando 3 pares de elétrons são compartilhados
N2
O2
Um caso especial de ligação covalente
Todos os exemplos de compostos covalentes que vimos até o momento
apresentam ligações covalente normal, em que um elétron do par de elétrons
compartilhados provêm de cada um dos átomos ligantes
Ligação covalente normal
Mas há também um outro caso especial de ligação covalente, a ligação covalente
dativa (ou coordenada), em que o par de elétrons compartilhados provêm de
apenas um dos átomos que já está estável
O = S O
SO2
Ligação covalente dativa
Na fórmula estrutural a ligação covalente dativa é representada por uma seta
O3
O = O O
Ligação covalente dativa
Exemplos de compostos com ligação dativa
C O
Ligação dativa
O S O
Ligação dativa
HNO3
Ligação dativa
 Ligação Apolar
 Quando dois átomos iguais estão ligados a ligação é dita apolar, 
pois estes átomos possuem a mesma eletronegatividade
 Ligação Polar
 Quando dois átomos diferentes estão ligados a ligação tem um 
caráter polar, pois ocorre uma diferença de eletronegatividade
entre eles
Polaridade da ligação
Covalente Apolar Covalente Polar
H-Cl
Ligação de 
Hidrogênio
A diferença de eletronegatividade 
prediz o tipo de ligação formada
Propriedades dos compostos covalentes
Á temperatura ambiente ocorrem como sólidos, líquidos ou gases
O estado físicodos compostos moleculares depende das forças com que as moléculas 
estão ligadas
Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição
As forças intermoleculares que atuam sobre os compostos covalentes são muito mais
fracas que a atração eletrostática que ocorre nos compostos iônicos, por esse motivo
os compostos covalente apresentam pontos de fusão e ebulição mais baixos
Sacarose
C12H22O11
Ponto de fusão = 160 °C
Sólido Líquido Gasoso
Ponto de ebulição = 56 °C
Propanona
C3H8O 
Propriedades dos compostos covalentes
São maus condutores de eletricidade
 Geralmente são insolúveis em água, mas solúveis em solventes
orgânicos
C12H22O11 (s)
Não conduz 
eletricidade
Não conduz
eletricidade
H2O
Dissolução
A maioria dos compostos covalentes apresentam baixa solubilidade em água, mas são
muito solúveis em solventes orgânicos 
Os compostos covalentes são maus condutores de eletricidade, pois são formados 
por moléculas e não por íons, desta forma não há corrente elétrica
C12H22O11 (aq)
Gasolina
C8H18
Naftaleno
C10H8
Ligação Metálica
 Ocorre quando átomos de METAIS se combinam
 Conhecida por “mar de elétrons”
 Origina as ligas metálicas
 Os metais são: bons condutores térmicos e de eletricidade e
apresentam altos pontos de fusão e ebulição
Os átomos dos metais a todo instante perdem seus elétrons e viram cátions,em seguida 
capturam de volta o elétron e ficam neutro e assim sucessivamente. Os elétrons perdidos 
deslocam-se livremente pela estrutura, por isso os metais são excelentes condutores 
elétricos
Ligas metálicas
Ligas metálicas são materiais com propriedades metálicas que contêm dois ou 
mais elementos químicos sendo que pelo menos um deles é metal.