Aula Ligações Químicas

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Ligações Químicas
Ligações Químicas
- Os átomos de quase todos os elementos podem se combinar, formando ligações e
gerando substâncias.
Ligações Químicas
- Em 1916, os cientistas Lewis e Kossel associaram esses dois fatos, ou seja, a 
tendência de elementos com oito elétrons na camada de valência aparecerem 
isoladamente, com a tendência que os elementos manifestam de perder, ganhar ou 
compartilhar elétrons. 
Ligações Químicas
G. N. Lewis (1875 – 1946) introduziu uma maneira útil para
descrever os elétrons na camada de valência de um átomo.
O símbolo do elemento representa o núcleo atômico com os
elétrons internos, e os elétrons da camada de valência são
distribuídos ao redor do símbolo representados por pontos.
Símbolos de Lewis 
- Um composto químico é formado apenas se proporcionar uma situação de
estabilidade energética (termodinâmica) maior que aquela envolvendo seus
constituintes isoladamente.
Ligações Químicas
Como os átomos podem atingir 
estabilidade energética?
Perdendo, recebendo ou compartilhando
os elétrons de valência (última camada)
A forma como os
elementos atingem a
configuração mais estável
define o tipo de ligação
Ligações Químicas
Aspectos gerais
Ligação Química interação de dois átomos (ou grupos de átomos)
- ligação covalente
- ligação iônica
- ligação metálica
Ligações Químicas
NaCl Sal de cozinha
Ligação Iônica
notação de Lewis.
Ligação Iônica
- ligação iônica ocorre entre íons, positivos (cátions) e negativos (ânions), 
e é caracterizada pela existência de forças de atração eletrostática entre os íons.
Elementos com tendências opostas
- Na maioria das vezes, os átomos que perdem elétrons são os metais das
famílias IA, IIA e IIIA e os átomos que recebem elétrons são os ametais das
famílias VA, VIA e VIIA.
- O hidrogênio (Z = 1) apresenta, na sua primeira e única camada, um elétron,
atingindo a estabilidade, nesse tipo de ligação, ao receber mais um elétron.
Ligação Iônica
Ligação Iônica
Ligação Iônica
Usando as representações de Lewis, temos:
compostos iônicos
estruturas eletricamente neutras
Ligação Iônica
A interação entre os íons produz aglomerados com forma geométrica definida, 
denominados retículos cristalinos, característicos dos sólidos.
É importante observar também que entre os átomos Na0 e Cl0 e os íons
Na+ e Cl- há uma diferença extraordinária. De fato, conforme discussão feita no
capítulo 5, o sódio metálico (Na0) é altamente reativo - pega fogo
espontaneamente no ar (o sódio deve ser guardado em recipientes contendo
querosene ou benzeno), explode com a água, queima a pele se o segurarmos com
a mão. O gás cloro (Cl2), por sua vez, é altamente tóxico. Pelo contrário, o sal de
cozinha (aglomerado Na+Cl-) é uma substância que ingerimos todos os dias por
meio de alimentos. Em particular, o íon Na+ tem grande importância biológica, pois
regula as trocas de várias substâncias entre o sangue e as células de nosso
organismo.
Ligação Iônica
A existência do retículo iônico determina as principais características desses
compostos:
a) Como apresentam forma definida, são sólidos nas condições ambientes 
(temperatura de 25 °C e pressão de 1 atm).
b) Os compostos iônicos apresentam elevadas temperatura de fusão e temperatura 
de ebulição.
Ligação Iônica
• Propriedades dos compostos iônicos
c) Quando submetidos a impacto, quebram facilmente, produzindo faces planas; 
são, portanto, duros e quebradiços.
d) Apresentam condutibilidade elétrica quando dissolvidos em água ou quando 
puros no estado líquido (fundidos), devido à existência de íons com liberdade de 
movimento, que podem ser atraídos pelos eletrodos, fechando o circuito elétrico.
e) Seu melhor solvente é a água.
Ligação Iônica
• Propriedades dos compostos iônicos
Ligação Iônica
• DETERMINAÇÃO DAS FÓRMULAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS
- A fórmula correta de um composto iônico é aquela que mostra a mínima
proporção entre os átomos que se ligam, de modo que se forme um sistema
eletricamente neutro.
Ligação Iônica
Ligação Iônica
A ligação iônica e a Tabela Periódica
A ligação iônica ocorre, em geral, entre átomos de metais com átomos de não-metais, pois:
• os átomos dos metais possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada e têm forte tendência
aperdê-los (veja os casos do Na, do Mg e do Al, nos exemplos anteriores);
• os átomos dos não-metais possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última camada e têm acentuada
tendência a receber mais 3, 2 ou 1 elétron e, assim, completar seus octetos eletrônicos
(veja o caso do Cl, nos exemplos anteriores).
Ligação Iônica
Ligação Iônica
O tamanho do íon
Ligação Iônica
Quando temos vários íons, todos com o mesmo número de elétrons (íons
isoeletrônicos), o raio iônico irá diminuindo na proporção em que a carga positiva
do núcleo for superando a carga total da eletrosfera.
Ligação Iônica
(Fuvest-SP – mod.) Considere os íons: Ca2+, PO4
3– e OH–. A combinação desses íons 
pode resultar na hidroxiapatita, mineral presente em ossos e dentes. A fórmula 
química pode ser representada por Cax(PO4)3OH. O valor de x nesta fórmula é:
Como sabemos que o somatório das cargas deve ser igual a zero e que pela fórmula 
temos:
Somatório das cargas: x · (+2) + 3 · (–3) + 1 · (–1) = 0 ⇒ x = 5
Ligação Covalente
• Esse tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos
tendem a receber elétrons.
• Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares
de elétrons para que cada um atinja o octeto.
• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação
química.
• Como não ocorre ganho nem perda de elétrons, formam-se
estruturas eletricamente neutras, de grandeza limitada,
denominadas moléculas.
• Por exemplo: H + H → H2 tem elétrons em uma linha
conectando os dois núcleos de H.
Ligação molecular
Ligação Covalente
Ligação Covalente
Ligação Covalente
A representação do número e dos tipos de átomos que formam uma 
molécula é feita por uma fórmula química.
Molecular
Eletrônica
Estrutural plana
Ligação Covalente
Estrutural plana: também conhecida como fórmula estrutural de Couper, ela 
mostra as ligações entre os elementos, sendo cada par de elétrons entre dois 
átomos representado por um traço.
Molecular: é a representação mais simples e indica apenas quantos átomos de cada
elemento químico formam a molécula.
Eletrônica: também conhecida como fórmula de Lewis, esse tipo de fórmula 
mostra, além dos elementos e do número de átomos envolvidos, os elétrons da 
camada de valência de cada átomo e a formação dos pares eletrônicos.
Ligação Covalente
A LIGAÇÃO COVALENTE E AS PROPRIEDADES DE SEUS 
COMPOSTOS
- As substâncias moleculares geralmente apresentam temperatura de fusão (TF) e
temperatura de ebulição (TE) inferiores às das substâncias iônicas
- Não conduzem corrente elétrica
- Quando a ligação covalente origina compostos com grande número de átomos —
geralmente indeterminado —, forma estruturas identificadas como macromoléculas.
Tais substâncias são denominadas covalentes; em condições ambiente são sólidas e 
apresentam elevadas TF e TE. Exemplos:
A LIGAÇÃO COVALENTE E AS PROPRIEDADES DE SEUS 
COMPOSTOS
ALOTROPIA
- Ao compartilharem elétrons, os átomos podem originar uma ou mais substâncias
simples diferentes. Esse fenômeno é denominado alotropia.
ALOTROPIA
Oxigênio
oxigênio comum (O2)
ozônio (O3)
Carbono
ALOTROPIA
Enxofre
ALOTROPIA
Fósforo
ALOTROPIA
- As fórmulas do tipo HxEOy correspondem a uma série de compostos classificados como
ácidos oxigenados. Nessas fórmulas, todos os oxigênios aparecem unidos ao elemento central
E. Cada átomo de hidrogênio irá unir-se a um átomo de oxigênio, formando tantosgrupos OH
quantos forem possíveis. Um exemplo desse tipo de substância é o ácido sulfúrico (H2SO4):
- Faça a estrutura dos seguintes compostos
- HBrO3
- CO
- O3
1ª Prova de recuparação – 18/05
1ª prova N2 – 25/05
2ª prova N2 - 22/06
2ª recuperação 29/06
Prova Final ?????