Aula 5 e 6

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Unidade 3 – Ligação Química
Tema: 
Ligações iônicas, covalentes e polaridade
Objetivos:
- Estudar as principais forças intramoleculares dipolo-dipolo. 
- Representar elétrons de valência dos átomos através do símbolo 
de Lewis.
- Analisar as ligações covalentes e polaridades de ligação.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
▪ Compostos são grupos de átomos ligados entre si. O que mantem os átomos 
unidos entre são poderosas forças de atração chamadas ligações químicas.
▪ As substâncias possuem características diferentes, em razão do tipo de ligação 
química existente entre os átomos de seus elementos, entre outros motivos.
▪ Sempre que átomos ou íons estão ligados a outros átomos ou íons, dizemos que 
existe uma ligação química entre eles.
O que é camada de valência ?
O que são os elétrons de valência?
Porque ocorrem as ligações químicas?
Procura pela ESTABILIDADE
São os elétrons que ocupam a camada 
mais externa do átomo
A camada mais externa do átomo
LIGAÇÕES QUÍMICAS
As moléculas de substâncias no estado líquido e gasoso possuem
energia cinética e potencial que conferem movimento de rotação e
translação entre as moléculas que compõem as substâncias; já no
estado sólido é registrada apenas a energia vibracional da ligação.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Uma espécie de “energia ou força” mantém, de certa forma, ligados
dois ou mais elementos químicos diferentes; há também essa
mesma “energia ou força” que mantém mais próxima, ou não, uma
molécula da outra. Essas “energias ou forças” classificam-se como:
Forças intramoleculares, que atuam no interior dessas moléculas
entre os vários átomos que as compõem. As forças
intramoleculares são conhecidas como ligações químicas.
Forças intermoleculares, que atuam definindo a aproximação
molécula-molécula. As forças intermoleculares são descritas como
dipolo-dipolo, pontes de hidrogênio e forças de Van der Waals.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais
átomos unidos.
Átomos se ligam:
- Por perda de elétrons: eletropositivos;
- Por ganho de elétrons: eletronegativos;
- Por compartilhamento de elétrons.
- Tipos de ligações químicas: iônicas, covalentes e metálicas.
• Ligação iônica: O termo ligação iônica refere-se às forças 
eletrostáticas que existem entre íons de sinais contrários. Os 
íons são formados a partir de átomos pela transferência de um 
ou mais elétrons de um átomo para outro.
• Substâncias iônicas resultam da interação de metais do lado 
esquerdo da tabela periódica com não-metais do lado direito 
(excluindo-se os gases nobres, do grupo 8A).
LIGAÇÕES QUÍMICAS
MgO
K2Cr2O7 NiO
• Ligação covalente: resulta do compartilhamento de 
elétrons entre dois átomos. Normalmente encontrada 
entre elementos não-metálicos.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
C12H22O11Br2
S
• Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros
unidos. São encontradas em metais como cobre, ferro e
alumínio. Nesses metais cada átomo está ligado a vários
átomos vizinhos. Os elétrons ligantes estão relativamente livres
para mover-se pela estrutura tridimensional do metal.
• As ligações metálicas dão origem às propriedades metálicas
como altas condutividades elétricas e brilho.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Mg
Au Cu
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Símbolo de Lewis
Os elétrons envolvidos em ligações químicas são os elétrons de
valência, aqueles localizados no nível incompleto mais externo
do átomo. O químico americano Gilbert Newton Lewis sugeriu
uma maneira simples de mostrar os elétrons de valência dos
átomos e seguir o caminho deles durante a formação da ligação,
usando o que hoje conhecemos como símbolos de pontos ou
símbolos de Lewis.
O símbolo de Lewis para um elemento consiste do símbolo
químico do elemento mais um ponto para cada elétron de
valência.
LIGAÇÕES IÔNICAS
Símbolos de Lewis
Exemplos: Símbolo de Lewis:
a) NaCl
b) MgCl2
c) Na2O
d) AlF3
LIGAÇÕES IÔNICAS
Regra do Octeto:
• Os átomos frequentemente ganham, perdem ou compartilham
elétrons para atingir o número de elétrons do gás nobre mais
próximo deles na tabela periódica. Os gases nobre têm
distribuições eletrônicas muito estáveis, como evidenciado
por suas altas energias de ionização, baixas afinidades por
elétrons adicionais e deficiência geral de reatividade química.
• Todos os gases nobres (exceto o He) têm oito elétrons de
valência e muitos átomos, ao sofrerem reações, também
terminam com oito elétrons de valência.
• Essa observação levou à regra do octeto: os átomos tendem a
ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam
circundados por oito elétrons de valência.
LIGAÇÕES IÔNICAS
Regra do Octeto:
• Um octeto de elétrons constitui-se de subníveis s e p
completos em um átomo. Em termos de símbolos de Lewis,
um octeto pode ser definido como quatro pares de elétrons de
valência distribuídos ao redor do átomo, como na figuração
para o [Ne], na tabela acima.
LIGAÇÕES IÔNICAS
Elementos metálicos (eletropositivos)
+ 
Elementos não metálicos (eletronegativos)
• Átomos dos metais possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última 
camada e têm forte tendência de perdê-los: cátions 
(exemplos: Na, Mg e Al).
• Átomos dos não-metais possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última 
camada e têm acentuada tendência a receber 3, 2 ou 1 
elétron e, assim completar seus octetos eletrônicos: ânions 
(ex.: N, O e Cl).
• Forças de ligação estão associadas às forças de atração 
entre cátion e ânion
LIGAÇÕES IÔNICAS
LIGAÇÕES IÔNICAS
Se deve às forças eletrostáticas que existem 
entre íons de cargas opostas.
Provém de interações entre
METAL + NÃO-METAL
É o resultado da transferência de elétrons 
entre dois átomos.
LIGAÇÕES IÔNICAS
Aumenta a eletronegatividade
Aumenta a eletropositividade
Parâmetro diretamente relacionado às ligações químicas
– Eletronegatividade: aceitam elétrons facilmente
– Eletropositividade: cedem elétrons facilmente
LIGAÇÕES IÔNICAS
LIGAÇÕES IÔNICAS
CARACTERÍSTICAS DE COMPOSTOS IÔNICOS
• Sólidos cristalinos (ordem na estrutura): são sólidos à
temperatura ambiente.
LIGAÇÕES IÔNICAS
LIGAÇÕES IÔNICAS
Considere a reação entre o sódio e o cloro:
Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) DHºf = -410,9 kJ
LIGAÇÕES IÔNICAS
• A reação é violentamente exotérmica.
• Verificamos que o NaCl é mais estável do que os elementos que 
o constituem. Por quê?
• O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro 
ganhou o elétron para se transformar em Cl-. Observe: Na+ tem 
a configuração eletrônica do Ne e o Cl- tem a configuração do Ar 
(argônio).
• Isto é, tanto o Na+ como o Cl- têm um octeto de elétrons 
circundando o íon central.
LIGAÇÕES IÔNICAS
• O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada íon Na+
é circundado por 6 íons Cl-.
• Similarmente, cada íon Cl- é circundado por seis íons Na+.
• Há um arranjo regular de Na+ e Cl- em 3D.
• Observe que os íons são empacotados o mais próximo possível.
• Observe que não é fácil encontrar uma fórmula molecular para 
descrever a rede iônica.
- Elevados pontos de fusão Alta energia de 
ligação
- Dureza elevada e quebradiços
CARACTERÍSTICAS DE COMPOSTOS IÔNICOS
LIGAÇÕES IÔNICAS
- Não conduzem corrente elétrica quando sólidos, mas
quando fundidos conduzem.
CARACTERÍSTICAS DE COMPOSTOS IÔNICOS
LIGAÇÕES IÔNICAS
LIGAÇÕES IÔNICAS
FORMAÇÃO DE ÍONS
Busca de uma configuração eletrônica estável → GÁS NOBRE
LIGAÇÕES IÔNICAS
COMPOSTOS IÔNICOS
- Balanço de cargas de modo a ter neutralidade.
- Compostos de cátions e ânions nas proporções exatas.
LIGAÇÕES IÔNICAS
LIGAÇÕES IÔNICAS
LIGAÇÕES IÔNICAS
É o resultado do compartilhamento de elétrons
entre dois átomos.
Provém de interaçõesentre
NÃO-METAL + NÃO-METAL
A ligação covalente ocorre quando os dois átomos
têm a mesma tendência de ganhar e perder elétrons.
LIGAÇÃO COVALENTE
Química Geral - Introdução 34
• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles “quer” 
perder ou ganhar um elétron para formar um octeto.
• 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.
• Por exemplo: H + H  H2 tem elétrons em uma linha 
conectando os dois núcleos de H.
LIGAÇÃO COVALENTE
Química Geral - Introdução 35
LIGAÇÃO COVALENTE
LIGAÇÃO COVALENTE
Propriedades de compostos covalentes
• Possuem baixos pontos de fusão (PF) e de ebulição (PE);
• São solúveis em solventes apolares;
• São maus condutores de energia;
• Não possuem um estado físico característico.
Química Geral - Introdução 37
LIGAÇÃO COVALENTE
Estruturas de Lewis
• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de 
Lewis dos elementos:
• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é 
representado por uma única linha:
Cl + Cl Cl Cl
Cl Cl H F
H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
Química Geral - Introdução 38
Ligações múltiplas
• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre 
dois átomos (ligações múltiplas):
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que 
o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
LIGAÇÃO COVALENTE
H H O O N N
- Configurações eletrônicas estáveis
- Compartilhamento de elétrons entre átomos vizinhos
Ex. Metano – CH4
LIGAÇÃO COVALENTE
LIGAÇÃO COVALENTE
LIGAÇÃO COVALENTE
Ligação Covalente 
- Moléculas de gases de elementos não metálicos: H2, Cl2, F2,...)
- Moléculas de átomos distintos: CH4, HF, HNO3, CO2,...
- O número de ligações covalentes possíveis = 8 – N’
N’: número de elétrons de valência
- Ligações covalentes fortes: Carbono
temperatura de fusão > 3550oC
- Ligações covalentes fracas: Bismuto
temperatura de fusão = 270oC
– Materiais poliméricos: ligações covalentes C-C, C-H,...
LIGAÇÃO COVALENTE
- A ligação covalente é realizada através do
compartilhamento ou emparelhamento eletrônico. Os
elementos que efetuam esse tipo de ligação possuem
camada de valência com 4, 5, 6 e 7 elétrons.
- Os metais nunca estarão presentes em ligações covalentes.
LIGAÇÃO COVALENTE
LIGAÇÃO COVALENTE
LIGAÇÃO COVALENTE
LIGAÇÃO COVALENTE
Tipos de ligações covalentes:
Apolar: ocorre quando a diferença de eletronegatividade entre os
ligantes é nula. Ocorre em substâncias simples.
Ex.: H2, Cl2, O2, N2
Polar: ocorre quando a diferença de eletronegatividade não é nula entre
os ligantes, essas moléculas são formadas entre átomos de elementos
diferentes (substâncias compostas).
Ex.: HCl, H2O, NH3, CH3Cl.
LIGAÇÃO COVALENTE
LIGAÇÃO COVALENTE
• Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados.
• O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente 
não significa compartilhamento igual daqueles elétrons.
• Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão 
localizados mais próximos a um átomo do que a outro.
• O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações 
polares.
Química Geral - Introdução 49
Eletronegatividade
• Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons
para si em certa molécula .
• Linus Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 
0,7 (Cs) a 4,0 (F).
• A eletronegatividade aumenta ao logo de um período e
• Diminui ao descermos em um grupo, com o aumento
do número atômico (com algumas
exceções nos metais de
transição).
Química Geral - Introdução 50
Eletronegatividade e polaridade de ligação
• Podemos usar a diferença na eletronegatividade entre dois 
átomos para medir a polaridade da ligação entre eles:
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam
em ligações covalentes apolares (compartilhamento de
elétrons igual ou quase igual). Ex.: No F2 os elétrons são
compartilhados igualmente entre os átomos de flúor e a
ligação é covalente apolar;
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam
em ligações covalentes polares (compartilhamento de
elétrons desigual). No HF o átomo de flúor tem
eletronegatividade maior que a do átomo de hidrogênio,
tornando o compartilhamento de elétrons desigual; a
ligação é polar.
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam
em ligações iônicas (transferência de elétrons). Ex.: LiF.
LIGAÇÃO COVALENTE
Química Geral - Introdução 52
Eletronegatividade e polaridade de ligação
• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação.
• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é
representada por + e o polo negativo por -.
• A diferença de eletronegatividade entre o H e o F leva a uma
ligação covalente polar na molécula do HF. Como consequência,
existe uma concentração de carga negativa no lado mais
eletronegativo do F, deixando o átomo menos eletronegativo do H
no lado positivo da molécula.
• Toda molécula, como a do HF, na qual o centro das cargas
positivas não coincide com o centro das cargas negativas,
denomina-se molécula polar.
Química Geral - Introdução 53
Eletronegatividade e polaridade de ligação
• A polaridade de uma molécula, como da molécula do HF, pode ser
representada de duas maneiras:
δ+ δ-
H – F ou H – F
Obs.: δ+ e δ- indicam as cargas parciais positiva e negativa nos
átomos de H e F. Na notação da direita, a seta indica o
deslocamento da densidade eletrônica para o átomo de flúor.
LIGAÇÃO COVALENTE
LIGAÇÃO COVALENTE
LIGAÇÃO COVALENTE
A ligação covalente que mantém uma molécula unida é uma força 
intramolecular.
A atração entre moléculas é uma força intermolecular.
Forças intermoleculares, são as forças que atuam definindo a 
aproximação molécula-molécula. 
As forças intermoleculares podem ser de três tipos dipolo-
dipolo, pontes de hidrogênio e forças de Van der Waals. 
Forças intermoleculares são muito mais fracas do que as forças 
intramoleculares (por exemplo, 16 kJ mol-1 versus 431 kJ mol-1
para o HCl). 
Quando uma substância funde ou entra em ebulição, forças 
intermoleculares são quebradas (não as ligações covalentes).
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Forças intermoleculares
O tipo de interação dipolo-dipolo ocorre apenas em moléculas
polares, como por exemplo, no caso do HCl, em que não há
distribuição uniforme da nuvem eletrônica e os elétrons
ficarão concentrados em volta do cloro, evidenciando o dipolo
elétrico.
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Forças intermoleculares
Forças íon-dipolo
A interação entre um íon e um dipolo (por exemplo, água).
A mais forte de todas as forças intermoleculares.
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Forças dipolo-dipolo 
As forças dipolo-dipolo existem entre moléculas polares neutras.
As moléculas polares necessitam ficar muito unidas.
São mais fracas do que as forças íon-dipolo.
Há uma mistura de forças dipolo-dipolo atrativas e repulsivas quando 
as moléculas se viram.
Se duas moléculas têm aproximadamente a mesma massa e o mesmo 
tamanho, as forças dipolo-dipolo aumentam com o aumento da 
polaridade.
Forças intermoleculares
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Forças dipolo-dipolo 
Forças intermoleculares
Química Geral - Introdução 61
Pontes ou Ligação de hidrogênio
Caso especial de forças dipolo-dipolo.
A partir de experimentos: os pontos de ebulição de compostos com 
ligações H-F, H-O eH-N são anomalamente altos.
Forças intermoleculares são anomalamente fortes.
Forças intermoleculares
Química Geral - Introdução 62
Ligação de hidrogênio
Química Geral - Introdução 63
Ligação de hidrogênio
As ligações de hidrogênio são responsáveis pela:
– Flutuação do gelo
Os sólidos são normalmente mais unidos do que os líquidos;
Portanto, os sólidos são mais densos do que os líquidos.
O gelo é ordenado com uma estrutura aberta para otimizar a 
ligação H.
Conseqüentemente, o gelo é menos denso do que a água.
Na água, o comprimento da ligaçao H-O é 1,0 Å.
O comprimento da ligação de hidrogênio O…H é 1,8 Å.
O gelo tem águas ordenadas em um hexágono regular aberto.
Cada + H aponta no sentido de um par solitário no O.
Química Geral - Introdução 64
Ligação de hidrogênio
Química Geral - Introdução 65
Forças de Van der Waals ou 
Forças de dispersão de London
A mais fraça de todas as forças intermoleculares.
É possível que duas moléculas adjacentes neutras se afetem.
O núcleo de uma molécula (ou átomo) atrai os elétrons da molécula 
adjacente (ou átomo).
Por um instante, as nuvens eletrônicas ficam distorcidas.
Nesse instante, forma-se um dipolo (denominado dipolo instantâneo).
Química Geral - Introdução 66
Forças de dispersão de London
Um dipolo instantâneo pode induzir outro dipolo instantâneo em uma 
molécula (ou átomo) adjacente.
As forças entre dipolos instantâneos são chamadas forças de 
dispersão de London.
Ligações Metálicas
- Metais e ligas metálicas (grupos IA e IIA)
- Modelo proposto
. Metais possuem 1, 2 ou 3 elétrons de valência
. Estes elétrons não estão ligados e portanto livres para
deslocar-se no metal
- Elétrons livres / Mar de elétrons / Nuvem de elétrons
LIGAÇÃO METÁLICA
- Como no caso das ligações iônicas a ligação metálica
também não é direcional (Associada a atração e repulsão
Coulombiana)
- Podem ser fortes ou fracas
. 68 kJ/mol para o Hg (fusão -39oC)
. 850 kJ/mol para o W (fusão 3410oC)
- Elétrons livres
. Boa condutividade elétrica e térmica
- Os materiais com ligações metálicas são mais dúcteis que
outro que apresenta ligações covalentes ou iônicas
LIGAÇÃO METÁLICA
A ligação entre metais, tenta justificar a coesão dos
átomos e íons dos metais, seus elevados pontos de fusão e
ebulição, bem como a facilidade de condução elétrica
desses compostos no estado sólido.
LIGAÇÃO METÁLICA
LIGAÇÃO METÁLICA
LIGAÇÃO METÁLICA
LIGAÇÃO METÁLICA
GEOMETRIA MOLECULAR
Química Geral - Introdução 74
• As estruturas de Lewis são usadas para explicar as fórmulas dos 
compostos covalentes. No entanto, essas estruturas não indicam as 
formas espaciais das moléculas. 
• A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos 
de ligação.
• Por exemplo, a estrutura de Lewis do CCl4 nos diz, apenas, que 
quatro átomos de cloro estão ligados ao átomo de C central:
GEOMETRIA MOLECULAR
Química Geral - Introdução 75
• A estrutura de Lewis é desenhada com os átomos no mesmo plano. 
Entretanto, na figura abaixo, verifica-se a estrutura tridimensional 
real dos átomos que mostra os átomos de Cl nos vertices de um 
tetraedro, um objeto geométrico com 4 vertices e 4 faces, cada uma 
das quais é um triângulo equilátero.
GEOMETRIA MOLECULAR
Química Geral - Introdução 76
Química Geral - Introdução 77
• Na água, a molécula não é linear e os dipolos de ligação não se 
cancelam.
• Conseqüentemente, a água é uma molécula polar.
Química Geral - Introdução 78
Forma molecular e polaridade
• A polaridade, como um todo de uma molécula, depende de sua 
geometria molecular.