6ª AULA - Ligação Química

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ÁGUA
AMÔNIA
QUÍMICA APLICADA A 
ENGENHARIA 
 LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 METANO
Ligações Químicas 
 Ligação química é a junção de dois átomos.
 Forma-se uma ligação química entre dois átomos se o arranjo resultante dos dois núcleos e seus elétrons tem menos energia do que a energia total dos átomos separados. 
 Se o abaixamento de energia pode ser obtido pela transferência de um ou mais elétrons de um átomo para o outro forma-se íons e o composto mantém-se pela atração eletrostática entre íons (ligação iônica). 
 Se a diminuição de energia pode ser obtido pelo compartilhamento de elétrons , os átomos se unem por uma ligação covalente. 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Conceito Geral: 
Combinação entre átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade.
mais estável 
átomos ligados
átomos isolados
menos estável 
ENERGIA
Se dois átomos combinarem entre si, dizemos que foi estabelecida entre eles uma 
LIGAÇÃO QUÍMICA 
Os elétrons mais externos do átomo
 são os responsáveis pela 
ocorrência da ligação química. 
Para ocorrer uma ligação química é necessário 
que os átomos 
percam ou ganhem elétrons, ou, então, 
compartilhem seus elétrons de sua última camada 
Na
Cl
+
–
H
H
O SÓDIO PERDEU
ELÉTRON
O CLORO GANHOU
ELÉTRON
OS ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO COMPARTILHARAM ELÉTRONS
Na maioria das ligações, os átomos ligantes possuem distribuição eletrônica 
semelhante à de um gás nobre, isto é, 
apenas o nível K, completo, ou, 8 elétrons em 
sua última camada 
Esta idéia foi desenvolvida pelos cientistas
Kossel e Lewis 
e ficou conhecida como 
TEORIA DO OCTETO 
TEORIA DO OCTETO
 Pouco são os elementos químicos encontrados no estado atômico na natureza. Isto quer dizer que poucos átomos não são encontrados ligados a outro átomo. Os únicos elementos encontrados na forma atômica são o s gases nobres (He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn).
 Ao observar as configurações eletrônicas desses elementos, notamos que elas sempre apresentam a última camada (camada de valência) completa.
 Associando esse fato ao conhecimento de que os gases nobres apresentam isolados na natureza, ou seja, são estáveis na forma atômica , pode- se concluir que os outros átomos atingem a estabilidade ao adquirir distribuição eletrônica externa semelhante à deles, pela perda, pelo ganho ou, ainda, pelo compartilhamento de elétrons.
 
2He – 1s2
10Ne – 1s2 2s2 2p6 
18Ar – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
36Kr – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 
54Xe – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 
86Rn – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14
 5d10 6p6
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DOS GASES NOBRES 
TEORIA DO OCTETO: 
Na maioria das substâncias, os átomos adquirem estabilidade com oito elétrons no nível mais externo (ou com dois elétrons, apenas na primeira camada). 
Um átomo que satisfaz A TEORIA DO OCTETO
é estável e é aplicada principalmente para os 
elementos do subgrupo A (representativos)
da tabela periódica 
H (Z = 1)
He (Z = 2)
F (Z = 9)
Ne (Z = 10)
Na (Z = 11)
1s1
1s2
2s2
3s1
2p5
INSTÁVEL
1s2
2s2
2p6
1s2
2s2
2p6
1s2
ESTÁVEL
INSTÁVEL
ESTÁVEL
INSTÁVEL
Na maioria das vezes, os átomos que:
Perdem elétrons
 são os metais das famílias
 1A, 2A e 3A 
 1, 2, e 13
Recebem elétrons
são ametais das famílias
 5A, 6A e 7A 
15, 16 e 17
01) Os átomos pertencentes à família dos metais alcalinos terrosos e dos halogênios adquirem configuração eletrônica de gases nobres quando, respectivamente, formam íons com números de carga:
a) + 1 e – 1.
b) – 1 e + 2.
c) + 2 e – 1.
d) – 2 e – 2.
e) + 1 e – 2.
ALCALINOS 
TERROSOS
HALOGÊNIOS
FAMÍLIA 2A
FAMÍLIA 7A
PERDE 
2 ELÉTRONS 
GANHA 
1 ELÉTRONS 
+ 2 
– 1
 Exercício de aplicação:
02) Um átomo X apresenta 13 prótons e 14 nêutrons. A carga do íon estável formado a partir deste átomo será:
a) – 2.
b) – 1.
c) + 1.
d) + 2.
e) + 3.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
ÚLTIMA 
CAMADA 
3 ELÉTRONS 
PERDE 
3 ELÉTRONS 
+ 3 
X (Z = 13)
 LIGAÇÃO IÔNICA ou ELETROVALENTE
Esta ligação ocorre devido à 
ATRAÇÃO ELETROSTÁTICA
 entre íons de cargas opostas 
Na ligação iônica os átomos ligantes apresentam uma grande 
diferença de eletronegatividade ,
isto é, um é 
METAL e o outro AMETAL 
LIGAÇÃO ENTRE O SÓDIO (Z = 11) e CLORO (Z = 17)
Na (Z = 11)
1s2 2s2 2p6 3s1
PERDE 1 ELÉTRON 
Cl (Z = 17)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
RECEBE 1 ELÉTRON 
CLORETO DE SÓDIO 
Na
Cl
+
–
Na
Cl
+
–
Ligação iônica entre o sódio e o cloro
Na+ + Cl –  NaCl
Cl0 ganha 1 e–  Cl –
Na0 perde 1 e–  Na+
 Na0 Cl 0 Na+ Cl – 
A interação entre íons produz aglomerados com forma geométrica com forma definida, denominados retículos cristalino, característicos dos sólidos 
Retículo cristalino do cloreto de sódio – NaCl 
Ligações iônicas entre os elementos representativos mais comuns que normalmente seguem a regra do octeto
Família
Elementos
Elétron de
último nível
Tendência do elemento
paraatingir estabilidade
1
Li, Na, K, Rb
1 elétron
Perder 1elétron: cátion1+
2
Mg, Ca,Sr,Ba
2 elétrons
Perder2 elétron: cátion 2+
13
Al
3 elétrons
Perder3 elétron: cátion 3+
15
N e P
5 elétrons
Ganhar 3 elétrons: ânion 3–
16
O e S
6 elétrons
Ganhar2elétrons: ânion 2–
17
F, Cl, Br e I
7 elétrons
Ganhar1elétrons: ânion 1–
18
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS 
 A forte atração elétrica que mantém coeso os cátions e ânions, é responsável por uma série de propriedades comuns aos compostos constituídos por metais e ametais 
FASE DE AGREGAÇÃO: Praticamente todos os compostos iônicos são sólidos a temperatura (25ºC) e pressão ambientes (1atm), porque a força de atração elétrica mantém os cátions e ânions firmemente ligados. 
PONTO DE FUSÃO EBULIÇÃO: Possuem ponto de fusão e ebulição muitos elevados devido a alta atração entre os íons: é preciso fornecer uma grande quantidade de energia para separar os íons, vencendo a atração elétrica existente entre eles. 
SOLUBILIDADE: nos compostos iônicos (quando existe) manifesta-se normalmente em solventes que, como eles, apresentam uma polaridade de cargas( solventes polares). A água apresenta essa polaridade e muitos compostos iônicos , como o NaCl, ao serem dissolvidos em água, separam-se em cátions e ânions.
CONDUTIVIDADE ELÉTRICA: conduzem corrente elétrica apenas na fase líquida (quando em fusão) ou em solução aquosa, pois nas duas situações os íons estão livres (cátions e ânions separados). Na fase sólida não conduzem porque os íons estão firmemente ligados uns aos outros, formam estruturas muito rígidas que não dão mobilidade para os íons conduzir a corrente. 
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS 
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS 
DUREZA: dureza é definida como a resistência que um material oferece ao ser riscado por outro material e pode ser estabelecida pela escala de Mohs. Em geral os compostos iônicos apresentam dureza elevada.
TENACIDADE: a tenacidade é definida como a resistência que o material apresenta ao choque mecânico (impacto). Os compostos iônicos possuem baixa tenacidade. São quebradiços e desestruturam-se facilmente ao sofrerem um choque mecânico. Isso ocorre porque, quando aplicamos uma pressão sobre uma amostra de um composto iônico, os íons de mesmo sinal se aproximam e se repelem, fragmentando o cristal .
UMA REGRA PRÁTICA
Para compostos iônicos poderemos usar na obtenção da fórmula final o seguinte esquema geral 
C
A
x
y
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. Para que isso ocorra é necessário que o número de elétrons cedido pelo átomo do elemento seja igual
ao número de elétrons recebido pelo átomo do outro elemento
 Cátion Ânion
C A
 X
X+
Y
Y – 
11Na  1s2 2s2 2p6 3s1 perde 1 elétron  Na+ 
8O  1s2 2s2 2p4 ganha 2 elétron  O2 – 
Na
+
2
O
2 –
1
Na2O
01) A camada mais externa de um elemento X possui 3 elétrons, enquanto a camada mais externa de outro elemento Y tem 6 elétrons. Uma provável fórmula de um composto, formado por esses elementos é:
a) X2Y3.
b) X6Y.
c) X3Y.
d) X6Y3.
e) XY.
X
Y
perde 3 elétrons
ganha 2 elétrons
X3+
Y 2–
X
Y
2
3
Exercício de aplicação
02) O composto formado pela combinação do elemento X (Z = 20) com o elemento Y (Z = 9) provavelmente tem fórmula:
a) XY.
b) XY2.
c) X3Y.
d) XY3.
e) X2Y.
X (Z = 20)
4s2
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Y (Z = 9)
X
perde 2 elétrons
X 2+
2s2 2p5
1s2
Y
ganha 1 elétron
Y
1 –
1
2
Y
X
03) Qual é a fórmula esperada para compostos IÔNICOS
 formados entre os elementos representados letras.
A (2A) + B (6A)		
A (2A) + B (7A)		
X (3A) + Y (1A)				
X (3A) + Y (6A)		
X (3A) + Y (7A)		
C (1A) + D (7A)		
C (1A) + D (6A)		
C (2A) + D (5A)			 
A2+B1–		AB2
A2+B2–		AB
XY		
X3+Y 2– 	 X2Y3
X3+Y 1– 	 XY3
C1+D 1– 	 CD
C2+D 2– 	 C2D
C2+D 3– 	 C3D2
04) Qual é a fórmula esperada para compostos iÔNICOS
 formados entre os elementos representados letras?
X – 1s2 2s2 2p6 3s1
Y – 1s2 2s2 2p4 
A – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
B – 1s2 2s2 2p3
C – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
D – 1s2 2s2 2p4 
X1+Y2 – X2Y
A2+B3 – A3B2
C2+D2– CD
05. Considere os íons:
 Cátions : K+ , Ca2+, Fe3+
 Ânions : F – , O2 – 
 
 Escreva as seis fórmulas resultantes da combinação
 de cada tipo de cátion com cada tipo de ânion. 
KF
CaF2
FeF3
K2O
CaO
Fe2O3
6. Combine os pares de elementos e escreva a fórmula
 dos compostos IÔNICOS resultantes. 
12Mg e 8O 	
b) 11Na e 16S 	 
c) 20Ca e 9F					
d) 13Al e 9F			
e) 12Mg e 7N	 	
f) 11Na e 1H			 
Mg2+ O2 – 	MgO
 Na1+ S2 – 		Na2S
Ca2+ F1 – 		CaF2
Al3+ F1 – 	 	AlF3
Mg2+ N3 – 	 	Mg3N2
 Na1+ H1 – 	 	 NaH
LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL 
os átomos capturam
mutuamente elétrons
resultando em uma órbita comum aos dois
A principal característica desta ligação é o compartilhamento (formação de pares) de elétrons entre os dois átomos ligantes 
Os átomos que participam da ligação covalente são 
AMETAIS, SEMIMETAIS e o HIDROGÊNIO 
Os pares de elétrons compartilhados são contados para os dois átomos ligantes 
 LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR
É quando cada um dos átomos ligantes
contribui com 
um elétron para a formação do par
LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL
Ocorre entre átomos com tendência a receber elétrons. Para adquirir estabilidade, esses átomos compartilham um ou mais pares eletrônicos, sem que ocorra “perdas” ou “ganhos” de elétrons, originado estrutura eletricamente neutras denominadas moléculas . Por isso, essa ligação também é denominada de ligações moleculares.
 Neste tipo de ligação não há a formação de íons, pois as estruturas formadas são eletronicamente neutras, como o exemplo abaixo, do oxigênio. Ele necessita de dois elétrons para ficar estável e o hidrogênio irá compartilhar seu elétron com o oxigênio. Sendo assim o oxigênio ainda necessita de um elétron para se estabilizar, então é preciso de mais um hidrogênio e esse hidrogênio compartilha seu elétron com o oxigênio, estabilizando-o. Sendo assim é formado uma molécula o H2O.
LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL 
ÁTOMO
A
B
Tendência
Receber e–
Receber e–
Classificação
Ametal
Ametal
Ametal
Semimetal
Semimetal
Hidrogênio
Ametal
Semimetal
Hidrogênio
Semimetal
Hidrogênio
Hidrogênio
Par eletrônico
compartilhamento
LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL
 X X
Esquematicamente temos: 
FÓRMULAS QUÍMICAS
 FÓRMULA MOLECULAR: indica apenas a quantidade de átomos de cada elemento presente na molécula.
 H2O - água CO2 – dióxido de carbono
 FÓRMULA ELETRÔNICA: também conhecida por fórmula de Lewis. Além de indicar o número de átomos envolvidos, indica ainda, os elétrons da camada de valência de cada átomo e os pares eletrônicos (compartilhados ou não compartilhados). 
O
O
H
H
C
O
 água
 dióxido de carbono
35
FÓRMULA QUÍMICAS
 FÓRMULA ESTRUTURAL: Também conhecida por fórmula de Couper, mostra o número de átomos participantes, bem como os pares compartilhados (representados por traço)
 
O
O
H
H
C
O
Existe uma representação que também indica os pares eletrônicos não compartilhados da camada de valência
O
O
H
H
C
O
FÓRMULAS QUÍMICAS
As moléculas também pode ser representadas por modelos . Vejamos duas dessa representações:
H2O - Água
CO2 - dióxido de carbono
FORÇAS ATRATIVAS 
NÚVENS ELETRÔNICAS
NÚCLEO
É tipo de forças de interação na qual os átomos se mantém unidos através de elétrons que são atraídos, simultaneamente, por mais de um núcleo. RESULTADO DE FORÇAS ATRATIVAS E REPULSIVAS. 
LIGAÇÃO COVALENTE 
 Conhecendo a posição ocupada pelo hidrogênio , pelos ametais e semi-metais na tabela periódica , podemos prever o número de ligações que devem ser feitas para que atinja a estabilidade, ou, seja podemos prever sua valência. 
FAMÍLIA 7A OU 17 – HALOGÊNIOS 
Os halogênios atingem a estabilidade com um único par de elétrons compartilhados são monovalentes. 
 Ex: 
Cℓ
Cℓ –– 
1 ligação simples
Cℓ 2 
Cℓ –– Cℓ 
LIGAÇÃO COVALENTE E A TABELA PERIÓDICA 
FAMÍLIA 6A OU 16 - CALCOGÊNIOS
Os calcogênios precisam compartilhar dois pares de elétrons . São bivalentes. 
LIGAÇÃO COVALENTE E A TABELA PERIÓDICA 
O
O
 O 
O 
2 ligações
 simples
H2O
O
H
H
1 ligações
 dupla
O2 
O O 
LIGAÇÃO COVALENTE E A TABELA PERIÓDICA 
FAMÍLIA 5A OU 15 - GRUPO DO NITROGÊNIO
Precisam compartilhar três pares de elétrons. São trivalentes 
N
N
3 ligações
 simples
NH3
N
H
H
H
N
N
1 ligações
 simples
e
1 ligação dupla 
N
O
O
H
LIGAÇÃO COVALENTE E A TABELA PERIÓDICA 
FAMÍLIA 5A OU 15 - GRUPO DO NITROGÊNIO
Precisam compartilhar três pares de elétrons. São trivalentes 
N
N
1 ligação tripla
HCN
N
C
H
LIGAÇÃO COVALENTE E A TABELA PERIÓDICA 
FAMÍLIA 4A OU 14 - GRUPO DO CARBONO
Precisam compartilhar quatro pares de elétrons . São tetravalentes 
C
C
4 ligações
 simples
CH4
C
H
H
H
H
C
C
2 ligações
 duplas
CO2
C
O
O
LIGAÇÃO COVALENTE E A TABELA PERIÓDICA 
FAMÍLIA 4A OU 14 - GRUPO DO CARBONO
Precisam compartilhar quatro pares de elétrons . São tetravalentes 
C
C
2 ligações simples e 
1 ligação dupla
CH2O
C
H
H
O
LIGAÇÃO COVALENTE E A TABELA PERIÓDICA 
FAMÍLIA 4A OU 14 - GRUPO DO CARBONO
Precisam compartilhar quatro pares de elétrons . São tetravalentes 
C
C
1 ligações simples e 
1 ligação tripla
HCN
N
C
H
Consideremos, como primeiro exemplo, a união entre dois átomos do 
ELEMENTO HIDROGÊNIO (H) 
para formar a molécula da substância 
SIMPLES HIDROGÊNIO (H2) 
H
H
H
H
FÓRMULA ELETRÔNICA
2
H
H
FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
FÓRMULA MOLECULAR
H (Z = 1)
1s1
Consideremos, como segundo exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO NITROGÊNIO (N) 
para formar a molécula da substância 
SIMPLES NITROGÊNIO (N2) 
N (Z = 7)
2s2
2p3
1s2
N
N
N
N
FÓRMULA ELETRÔNICA
N
N
N
FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
2
FÓRMULA MOLECULAR
Consideremos, como terceiro exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO HIDROGÊNIO e um átomo do ELEMENTO OXIGÊNIO para formar a substância COMPOSTA ÁGUA (H2O) 
H (Z = 1)
1s1
O (Z = 8)
2s2
2p4
1s2
O
H
H
O
H
H
FÓRMULA ELETRÔNICA
FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
H2O
FÓRMULA MOLECULAR
01) Os elementos químicos N e Cl podem combinar-se formando a substância:
Dados: N (Z = 7); Cl (Z = 17)
a) NCl e molecular.
b) NCl2 e iônica.
c) NCl2 e molecular.
d) NCl3 e iônica.
e) NCl3 e molecular.
como os dois átomos são AMETAIS a ligação é molecular (covalente)
Cl (Z = 17)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
N (Z = 7)
1s2 2s2 2p3
N
Cl
Cl
Cl
N
Cl
3
02) O fosfogênio (COCl2), um gás incolor, tóxico, de cheiro
 penetrante, utilizado na Primeira Guerra Mundial como gás 
 asfixiante, é produzido a partir da reação:
CO(g) + Cl2(g)  COCl2(g)
Sobre a molécula do fosfogênio, podemos afirmar que ela apresenta:
a) duas ligações duplas e duas ligações simples
uma ligação dupla e duas ligações simples
duas ligações duplas e uma
 ligação simples
uma ligação tripla e uma
 ligação dupla
uma ligação tripla e uma 
 ligação simples
C
O
Cl
Cl
03) Observe a estrutura genérica representada abaixo;
Para que o composto esteja corretamente representado, 
 de acordo com as ligações químicas indicadas na estrutura, X deverá ser substituído pelo seguinte elemento:
a) Fósforo d) Nitrogênio
b) Enxofre e) Cloro
c) Carbono
X
H
H
O
O
O
C
04. O dióxido de carbono (CO2) é um gás essencial no globo terrestre. Sem a presença desse gás, o globo seria gelado e vazio. Porém, quando ele é inalado em concentração superior a 10%, pode levar o indivíduo à morte por asfixia. Esse gás apresenta em sua molécula um número de ligações covalentes igual a:
	 b) 1	 c) 2	 d) 3	 e) 0
- O carbono, membro da família IV A, pode compartilhar 4 elétrons para formar ligações.
- O oxigênio pertence à família VI A, portanto possui 6 elétrons na camada de valência, podendo compartilhar 2 desses elétrons para formar ligações covalentes.
 O C O
Cada ligação dupla representa duas ligações covalentes, como são duas ligações , temos no total 4 ligações covalentes.
a) 4
05. As unidades constituintes dos sólidos: óxido de magnésio (MgO), iodo (I2) e platina (Pt) são, respectivamente:
a) átomos, íons e moléculas;
b) íons, átomos e moléculas;
c) íons, moléculas e átomos
d) moléculas, átomos e íons;
e) moléculas, íons e átomos
Alternativa C.
 Óxido de magnésio se forma a partir de uma ligação 
 iônica: Mg2+O2– , portanto o sólido é constituído por íons.
 O sólido I2 corresponde a uma unidade de moléculas de
 Iodo.
 O símbolo Pt indica a presença de apenas 1 átomo de
 platina.
06. Considere o elemento cloro formando compostos com, 
 respectivamente, hidrogênio, carbono, sódio e cálcio. 
 (Consulte a tabela periódica.). Com quais desses 
 elementos o cloro forma compostos covalentes?
Hidrogênio e carbono.
Os compostos covalentes se formam através da união entre átomos de hidrogênio, ametais ou semimetais. O cloro (Cl) se classifica na Tabela Periódica como sendo um ametal, como também o carbono (C). Tanto o sódio (Na) como o cálcio (Ca) são metais e por isso não estabelecem ligação covalente com o cloro.
07. Na molécula do dicloro metano (CH2Cl2), o número de
 pares de elétrons que participam das ligações entre
 e os átomos é igual a
 a) 2.		 c) 6.	 d) 8.		e) 10.
C
C
4 ligações simples
CH2Cl2
C
H
Cl
H
Cl
b) 4.
H Br
 F F
F O F
H C N 
O C O
 H S H 
08. Faça a fórmula estrutural das moléculas 
H2S		
b) HBr		
c) F2			
d) OF2			
e) HCN		
f) CO2 
09. Faça a fórmula estrutural das moléculas 
 Cl N Cl
 Cl 
				 F
 		 F C F
 F
a) NCl3
b) CF4
Por que os elétrons compartilhados mantêm os átomos unidos
Os núcleos dos átomos que se unem para formar uma molécula se repelem, pois possuem cargas elétricas de mesmo sinal. Um elétron presente entre esses dois núcleos atrairá ambos, pois núcleo e elétron possui cargas de sinais opostos. A presença dos elétrons exerce uma atração suficientemente alta para manter os núcleos unidos apesar da repulsão entre eles.
 
Repulsão entre núcleos
Atração entre elétrons e núcleos 
LIGAÇÕES 
COVALENTE 
DATIVA 
OU 
COORDENADAS 
Se apenas um dos átomos contribuir com os dois elétrons do par, a ligação será 
COVALENTE DATIVA ou COORDENADA 
A ligação dativa é indicada por uma seta que sai do átomo que cede os elétrons chegando no átomo que recebe estes elétrons, através do compartilhamento 
LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA ou COORDENADA
LIGAÇÕES COVALENTES COORDENADAS
 Características:
 A ligação covalente dativa é um tipo de ligação que ocorre quando um dos átomos envolvidos já conseguiu a estabilidade, com oito elétrons na camada de valência, e o outro átomo participante necessita ainda de dois elétrons para completar a sua camada de valência.
61
 O átomo que completou o octeto deve ter pelo menos um par de elétrons disponível para “ceder” ao outro átomo. A ligação dativa é indicada por uma seta que sai do átomo que cede os elétrons chegando no átomo que recebe estes elétrons, através do compartilhamento.
Átomos
Ligação covalente dativa (ou coordenada)
A
(estável)
B
Necessita de 2 elétrons
A
B
X
X
X
X
X
X
X
X
X
X
X
X
Camada Valência
Ligação Covalentes
Possíveis ligações dativas
Família
7A
6A
5A
4A
LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA E A 
TABELA PERIÓDICA
63
Vamos mostrar a ligação DATIVA, inicialmente, na molécula do dióxido de enxofre (SO2), 
onde os átomos de oxigênio e enxofre possuem 
6 elétrons na camada de valência 
S
O
O
S
O
O
FÓRMULA ELETRÔNICA
FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
S
O
2
FÓRMULA MOLECULAR
01. O gás carbônico (CO2) é o principal responsável pelo efeito estufa, enquanto o dióxido de enxofre (SO2) é um dos principais poluentes atmosféricos.
Se considerarmos uma molécula de CO2 e uma molécula de SO2, podemos afirmar que o número total de elétrons compartilhados em cada molécula é respectivamente igual a:
Dados: números atômicos: C = 6; 0 = 8; S = 16.
4 e 3.
2 e 4.
4 e 4.
8 e 4.
8 e 6.
C
O
O
O
S
O
Exercício de aplicação:
02. Certo átomo pode formar 3 covalências normais e 1 dativa. Qual a provável família desse elemento na classificação periódica? 
a) 3 A .
b) 4 A .
c) 5 A .
d) 6 A .
e) 7 A .
X
5 A 
Devido ao fato de apresentarem as camadas eletrônicas completas, os átomos de gases nobres normalmente não participam de compostos químicos. Aqueles que possuem mais de 3 camadas podem expandir o octeto acomodando alguns elétrons adicionais na camada de valência. Aqueles com menos de 3 camadas (He e Ne) só poderiam participar de compostos se perdessem alguns elétrons e se unissem a outros átomos formando cátions poliatômicos. Entretanto, devido ao pequeno tamanho, esses átomos possuem uma energia de ionização tão elevada que nenhum átomo é capaz de tirar elétrons ou permanecerem ligados a eles, como visto na animação artística acima. Nem o Flúor, o átomo que tem mais força para arrancar elétrons, é capaz de retirar um elétron de um átomo do gás nobre Hélio.
PARA MONTAR A FÓRMULA ESTRUTURAL 
 Para montar a fórmula estrutural plana de um ácido, conhecendo apenas sua fórmula molecular, você deve obedecer aos seguintes procedimentos
Escreva o símbolo do átomo central;
Coloque o maior número possível de grupos  OH;
Ligue os oxigênios restantes ao átomo central por meio de ligações covalentes (normais e dativas)
 Com base nas informações anteriores, podemos estabelecer algumas regras para a construção da fórmula estrutural de uma molécula que possui ligação coordenada, a partir de sua fórmula molecular.
 Essas regras funcionam apenas de um modo geral, não devem ser vistas como lei.
CONSTRUÇÃO DA FÓRMULA 
DO ÁCIDO NÍTRICO – HNO3
1º Passo
 N 
O nitrogênio é da família 15
2º Passo
 N O H 
ligamos um grupo OH
3º Passo
O N O H 
O átomo central já está com o octeto completo
 4º Passo
 O
 
 O N O H 
 O último átomo de oxigênio liga-se por dativa
PARA MONTAR A FÓRMULA ESTRUTURAL 
 Dada uma formula molecular, o primeiro passo para a montagem da fórmula estrutural deve ser a escolha do átomo central, aquele que fica no centro da estrutura da molécula do qual partem as ligações coordenadas.
  O átomo central é NORMALMENTE:
  O que vem escrita na frente da fórmula molecular;
   O que faz o maior numero de ligações covalentes comuns;
  O que, ao ocupar o centro, torna a molécula simétrica ( tanto
 quanto possível ), pois se verifica experimentalmente que a
 simetria, apesar de não ser obrigatória, sempre garante maior
 estabilidade à molécula;
   O ametal menos eletronegativo da fórmula.
 F < O < N < Cl < Br < I < S < C < P < H 
 ELETRONEGATIVIVIDADE
PARA MONTAR A FÓRMULA ESTRUTURAL 
Por exemplo, considere o composto da fórmula molecular NO2Cl.
 O átomo central – que preenche as características descritas acima – é o nitrogênio.
 O nitrogênio faz três ligações covalentes comuns para adquirir estabilidade.
 Essas ligações devem ser completas antes da ligação covalente coordenada que irá para o átomo mais eletronegativo (e que necessite de 1 par de elétrons, isto é, o oxigênio).
 Cl
 A formula estrutural do composto será: O N Cl
	Observe que, pela lógica, a ligação covalente coordenada ocorre de modo que um átomo mais eletronegativo compartilhe do par de elétrons emparelhados do átomo menos eletronegativo. Há certos casos, porém, em que se admite (com ressalvas) que possa ocorrer o contrário.
 
Atividade: 
1 – Montar as fórmulas estruturais dos seguintes ácidos
a) H2SO3 
b) HNO2 
c) H3PO4 
d) H2CO3 
e) HClO4 
DESOBEDIÊNCIA 
À REGRA DO OCTETO
DESOBEDIÊNCIA À REGRA DO OCTETO
Hoje são conhecidos compostos que não obedecem à regra do OCTETO 
As exceções a regra do octeto podem ser classificadas em três grupos: 
Embora o Berílio seja classificado com um metal alcalino-terroso, ele não se comporta como um metal devido ao fato de apresentar elevadas energia de ionização. Assim, o Berílio atinge a estabilidade com duas ligações simples. Apresenta somente quatro elétrons em sua camada de valência 
GRUPO I - Átomos que ficam estáveis com menos de 
 8 elétrons na camada de valência – o BERÍLIO (Be) 
HIDRETO DE BERÍLIO 
H
Be
H
O berílio ficou estável com 4 elétrons
na camada de valência
BH2
H
Be
H
GRUPO I - Átomos que ficam estáveis com menos de 
 8 elétrons na camada de valência 
Fórmula 
eletrônica
 Fórmula
 estrutural
 Fórmula
 molecular
BeH2
Ligação covalente composto molecular 
 TRIFLUORETO DE BORO 
B
F
F
F
O boro ficou estável com 6 elétrons na camada de valência
BF3
B
F
F
F
BF3
O BORO forma um composto estável quando, por meio de três ligações simples, se liga a três átomo de flúor, constituindo o BF3. Quando o boro, que apresenta três elétrons de valência, liga-se ao flúor, apresenta somente seis elétrons em sua camada de valência 
Fórmula eletrônica
Fórmula estrutural
Fórmula molecular
 TRICLORETO DE ALUMÍNIO 
Embora o alumínio seja um metal , pode formar ligações covalentes quando combinado com alguns ametais.
Por exemplo, a molécula do tricloreto de alumínio ( AlCl3)
Fórmula eletrônica
Al
Cl
Cl
Cl
Fórmula estrutural
Al
Cl
Cl
Cl
Fórmula 
molecular
AlCl3
Ligação covalente composto molecular 
S
F
F
F
F
F
F
S
F
F
F
F
F
F
 O enxofre ficou estável com 12 elétrons na camada de valência - SF6
GRUPO II - Átomos que ficam estáveis com mais de
 8 elétrons na camada de valência 
 HEXAFLUORETO DE ENXOFRE 
Alguns átomos localizado a partir do 3º período da TP podem formar compostos estáveis com mais de 8 elétrons na camada de valência do átomo central. 
SF6
P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
O fósforo ficou estável com 10 elétrons
na camada de valência
PENTACLORETO DE FÓSFORO
PCl5
GRUPO III - Átomo que fica estável com número impar de 
elétrons na camada de valência
O
N
O
O
N
O
O nitrogênio ficou estável com 7 elétrons
na camada de valência.
DIÓXIDO DE NITROGÊNIO – NO2 
É evidente que uma molécula com número ímpar de elétrons não pode seguir a regra do octeto.
COMPOSTOS DOS GASES NOBRES
F
Xe
F
Xe
F
F
F
F
Recentemente foram produzidos vários compostos com os gases nobres. 
Estes compostos só ocorrem com gases nobres de átomos grandes, que comportam a camada expandida de valência. 
Até 1962 acreditava-se que os gases nobres eram realmente inertes. 
Principais características dos compostos moleculares
 As propriedades das substâncias formadas por ligações covalentes são muito diferentes daquelas formadas por ligações iônicas. Existem moléculas muito pequenas, como a formadas por dois átomos, assim como existem as formadas por milhares de átomos (denominada macromoléculas).
 Exemplo: H2, CO, (C6H10O5)n... n = milhares 
 Por causa dessa grande diversidade, nas condições ambientes, os compostos moleculares podem ser encontrados nos três estados físicos
  Gasoso : H2 , O2 , O3 , Cl2 , CO2 ...
  Líquido: H2O , C2H5OH , CCl4 , C6H6 , H2S
  Sólido: C6H12O6 , C20H42, (C2H4)n, Cgrafite , SiO2 , SiC
Principais características dos compostos moleculares
 Não possuem íons, possuem moléculas – nesse caso, a molécula é realmente a menor partícula que representa a substância.
 Condutividade - Baixa condução de corrente elétrica(exceto o grafite) quando puras. No entanto, quando em solução aquosa, se houver formação de íons (ionização), passam a conduzir corrente elétrica.
Apresentam baixas temperaturas de fusão e ebulição.
Solubilidade - Geralmente, são insolúveis na água. A solubilidade em água vai depender da polaridade da molécula.
  Tenacidade - A resistência das substâncias covalentes ao impacto ou choque mecânico é baixa. Em geral, são sólidos quebradiços. 
01. Qual das seguintes séries contém todos os compostos covalentes, cuja estabilização ocorre sem que atinjam o octeto?
a) BeCl2, BF3, H3BO3, PCl5.
b) CO, NH3, HClO, H2SO3.
c) CO2, NH4OH, HClO2, H2SO4.
d) HClO3, HNO3, H2CO3, SO2.
e) HCl, HNO3, HCN, SO3.
Exercício de aplicação
02. Observa-se que, exceto o hidrogênio, os outros
 elementos dos grupos IA a VIIIA da tabela periódica tendem a formar ligações químicas de modo a preencher oito elétrons na última camada. Esta é a regra do octeto. Mas, como toda regra tem exceção, assinale a opção que mostra somente moléculas que não obedecem a esta regra:
BH3
CH4
H2O
HCl
XeF6
I
II
III
IV
V
a) I, II e III.
b) II, II e IV.
c) IV e V.
d) I e IV.
e) I e V.
FIM
						 resumo 
 do resumo
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Prof. Marden Sardenberg
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