AULA+1 +LIGAÇÕES+QUÍMICAS

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Ligações Químicas 
 
 Existem mais de 100 tipos de átomos na natureza e estes conseguem produzir 
os milhões de diferentes materiais que conhecemos no mundo. 
 Ligações químicas são as ligações entre os átomos que confere, em grande 
parte, a diferença entre as propriedades que conhecemos. A arrumação espacial dos 
átomos é conhecida com ESTRUTURA GEOMÉTRICA DO MATERIAL. 
 
 Gases nobres – átomos isolados – muito estáveis e pouco reativos. Alguns 
átomos atraem outros átomos constituindo substâncias compostas. As forças que os 
mantém unidos denominam-se LIGAÇÕES QUÍMICAS. 
 
VALÊNCIA: capacidade de um átomo ligar-se a outro 
Assim: 
- hidrogênio – 1 valência – monovalente 
- Oxigênio – 2 valências – bivalente 
- Nitrogênio – 3 valências – trivalente 
- Carbono – 4 valências – tetravalente 
 
 Átomos de gases nobres tem pouca tendência a se unirem entre si ou com 
outros átomos; os átomos dos gases nobres tem o número máximo de elétrons na 
última camada; os demais átomos, ao se unirem, procuram perder ou ganhar elétrons 
na última camada até atingirem a configuração eletrônica de uma gás nobre. 
 
 
 
 
 
 
 
 Na prática, quando 2 átomos vão se unir, eles “trocam elétrons entre si” ou 
“usam elétrons em parceria”, procurando atingir a configuração eletrônica de um gás 
Um átomo adquire estabilidade quando possui 8 elétrons na camada 
eletrônica mais externa, ou 2 elétrons quando possui apenas a camada K. Essa é a 
chamada REGRA DO OCTETO. 
nobre. Surgem então os três tipos comuns de ligações químicas – IÔNICA, 
COVALENTE E METÁLICA. 
 
Ligação Iônica, Eletrovalente ou Heteropolar 
 
Átomo de sódio (Na
0
) ( 2-8-1 elétrons) + Átomo de Cloro (Cl
0
) (2-8-7 elétrons) 
= Cátion sódio (Na
+
) (2-8 elétrons) + ânion cloreto (Cl
-
) (2-8-8 elétrons) 
Octeto completo = Configuração de gás nobre 
Assim: 
Na + Cl = Na
+
 Cl
-
 
Onde os elétrons da camada mais externa estão sendo representados. Esta é a 
chamada Notação de Lewis. 
 Tendo cargas elétricas opostas, os cátions e os ânions se atraem e se mantém 
unidos através de ligações iônicas. 
Ex: Cloreto de sódio, NaCl ou sal de cozinha. 
 
 O sódio metálico (Na
0
) é altamente reativo – ele pega fogo espontaneamente 
no ar (o sódio deve ser guardado em recipientes contendo querosene), explode com 
água, queima a pele se segurarmos com a mão. O cloro, por sua vez, é um gás 
altamente tóxico. Pelo contrário, o sal de cozinha (aglomerado de Na
+
Cl
-
) é uma 
substância “inofensiva” que ingerimos todos os dias em nossos alimentos. 
 
Outros exemplos: 
Mg + 2 Cl: 
Al + 3 F: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 A ligação iônica ocorre, em geral, entre átomos de metais com átomos de não-
metais pois: 
 
- os átomos de metais possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada e estão dispostos 
a perdê-los (veja o caso do Na, Mg e do Al nos exemplos anteriores); 
- os átomos dos não-metais possuem 5, 6, e 7 elétrons na última camada e estão 
dispostos a receber mais 3, 2 ou 1 elétron e assim completar seus octetos eletrônicos. 
- quando a ligação iônica ocorre, envolve um grande número de átomos originando 
um grande número de íons, estes se agregam para formar um arranjo regular de íons 
que se estende em todas as direções – Redes Cristalinas – que são responsáveis pela 
estabilidade dos compostos iônicos. 
 
Propriedade dos compostos iônicos: 
 Sólidos na temperatura ambiente: íons bastante próximos; 
 Elevado ponto de fusão: na rede cristalina, como cada íon esta envolvido por 
muitos “vizinhos” de sinais opostos, cada íon estará firmemente ligado ao sítio 
da sua localização. Na temperatura ambiente, cada íon vibra um tanto em 
torno da localização média, mas é necessário muita energia extra para que o 
íon se mova com rapidez suficiente, e com bastante amplitude, para escapar 
do confinamento imposto pelos vizinhos próximos; 
 Compostos iônicos conduzem corrente elétrica quando fundidos ou quando 
em solução aquosa – eletrólitos. Nos compostos iônicos fundidos os íons 
abandonam as posições fixas da rede cristalina e conduzem corrente elétrica. 
 Compostos iônicos são solúveis em H2O, pois são altamente polarizados; 
 Íons envoltos em água tem a capacidade de se mover dentro das solução. 
Ligação Iônica: é a força que mantém os íons unidos, depois que um átomo 
entrega definitivamente um, dois ou mais elétrons a outro átomo. 
Eletrovalência: é a carga elétrica dos íons. 
Ligação covalente, molecular ou homopolar 
 
H + H (elementos hidrogênio H) = H H (substância simples hidrogênio H2) 
H + H = H – H 
( --- ) par de elétrons que fica situado entre dois átomos de hidrogênio 
 
Ex: Cl + Cl: 
Elétron compartilhado – assim cada átomo de cloro usa de seus 7 elétrons mais 1 
elétron compartilhado, perfazendo então o octeto, que dá para cada átomo a 
configuração estável de um gás nobre. 
 
Ex: O + O: 
Compartilham 2 pares eletrônicos formando uma ligação dupla entre os átomos. (nos 
casos do H2 e Cl2 formam ligações simples). 
 
 
Ex: N + N: 
Formação de ligação tripla N3. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fórmulas eletrônicas ou Fórmulas de Lewis X Fórmula estrutural plana 
 
Outros exemplos: 
- HCl: 
- H2O: 
Ligação covalente normal ou covalência normal: é a união entre átomos 
estabelecida por meio de pares de elétrons de modo que cada par seja formado por 
1 elétron de cada átomo. Nesse caso, chama-se VALÊNCIA, ou melhor, 
COVALÊNCIA ao número de pares de elétrons compartilhados. 
- NH3: 
- CO2: 
 
 Concluindo, podemos dizer que a ligação será covalente quando os dois 
átomos “querem” ganhar elétrons. Consequentemente, este tipo de ligação irá 
aparecer entre dois átomos de não-metais, ou semi-metais ou então esses elementos e 
o hidrogênio.