Ligação Química

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Ligação química
MEng Abelardo G. Banze
Disciplina: Química geral & Inorgânica
Curso: Licenciatura em ensino de Biologia 
Ano Lectivo: 2019
Ligação química - Introdução
O conceito de configuração electrónica e o desenvolvimento da
Tabela Periódica permitiu aos químicos uma base lógica para
explicar a formação de moléculas e outros compostos.
É o conjunto de forças que mantém os átomos unidos entre si,
dando origem a moléculas. Em todos os tipos de ligação
química as forças de ligação são essencialmente electrostáticas
(ou de Coulomb), i.é., forças entre cargas eléctricas.
O que é uma ligação química? 
Ligação química - Introdução
Se átomos de um mesmo elemento ou de elementos diferentes
não tivessem a capacidade de se combinarem uns com os outros,
certamente não encontraríamos na natureza uma grande
variedade de substâncias.
Há diferentes maneiras pelas quais os átomos podem se
combinar, como, por exemplo, mediante o ganho ou a perda de
electrões, ou pelo compartilhamento de electrões dos níveis de
valência.
Ligação química - Introdução
Em 1916, os cientistas Lewis e Kossel
associaram a tendência de elementos
com oito electrões na camada de
valência aparecerem isoladamente,
com a tendência que os elementos
manifestam de perder, ganhar ou
compartilhar electrões. A partir dessa
associação, propuseram uma teoria
para explicar as ligações químicas
entre os elementos.
Ligação química - Introdução
Teoria do Octeto: um grande número de átomos adquire
estabilidade electrónica quando apresenta oito electrões na sua
camada mais externa.
Embora existam muitas excepções a essa regra, ela continua
sendo utilizada por se prestar muito bem como introdução ao
conceito de ligação química e por explicar a formação da
maioria das substâncias encontradas na natureza.
Representações de Lewis
Numa ligação química só intervêm os electrões de valência, 
ou seja, os electrões da camada mais externa do átomo. Para 
os representar utilizamos as representações de Lewis ou 
notação de Lewis. 
Consistem no símbolo do elemento (que representa o núcleo 
mais as camadas internas, ou cerne do átomo) e um ponto 
(por cada electrão de valência.
Exemplos:
metais alcalinos: Li ; Na oxigénio: O
Representações de Lewis
Os elementos de transição têm camadas internas incompletas e não
podemos (em geral) escrever a notação de Lewis para estes elementos.
Estruturas de Lewis para moléculas 
poliatómicas
1)Escrever o esqueleto estrutural do composto. Em geral o
átomo menos electronegativo ocupa posição central. H e F
ocupam sempre posições terminais;
2) Contar o número total de electrões de valência. Para aniões
poliatómicos adicionar o número de cargas negativas. Para
catiões subtrair;
3) Desenhar uma ligação covalente simples entre o átomo
central e cada um dos átomos em redor. Completar o octeto
dos átomos ligados ao átomo central;
4) Se a regra do octeto não for verificada para o átomo central
experimentar ligações duplas ou triplas entre o átomo central
e os átomos em redor.
Exemplos
Exercícios: NF3; CS2; HNO3
Excepção:
Apesar de funcionar na maioria dos casos, a Regra do Octeto não
é uma verdade absoluta. Para elementos do período 3 ou mais, os
átomos já são grandes o suficiente para que o núcleo tenha uma
atracção reduzida nos electrões de valência, permitindo maiores
distorções na nuvem electrónica, além de passar a existir o
subnível d disponível. Desse modo, alguns elementos conseguem
comportar mais do que oito electrões na valência, alcançando a
condição conhecida como Octeto Expandido, como o PCl5, o
SF6, o XeF4, entre outros.
Excepções à regra do octeto
:
Tipos de Ligação Química
 Ligação iónica;
 Ligação covalente;
 Ligação metálica.
Ligação iónica
A ligação iónica ocorre entre iões, positivos (catiões) e
negativos (aniões), e é caracterizada pela existência de forças
de atracção electrostática entre os iões.
Na maioria das vezes, os átomos que perdem electrões são os
metais das famílias IA, IIA e IIIA e os átomos que recebem
electrões são os ametais das famílias VA, VIA e VIIA.
Ligação Iónica: É o resultado da atração electrostática 
de iões com cargas opostas.
Ex:
NaCℓ, AgCℓ, MgO, KBr, LiH, MgCℓ2, AℓF3 , Aℓ2S3
Ligação Iónica
• geralmente ocorre entre:
bastante 
electropositivos
bastante 
electronegativos
tendem a 
formar catiões
tendem a 
formar aniões
METAIS + AMETAIS
EXCEPÇÃO:
METAIS + “H”
Metais:
Electropositivos
Perdem electrões
Tornam-se Catiões(+)
Ametais:
Electronegativos
Ganham electrões
Tornam-se Aniões(-)
Aℓ Aℓ+3 + 3e-
O + 2e- O-2
Generalizando
Determinação das Fórmulas Iónicas
Aℓ
x
x
x
Aℓ
x
x
x
Aℓ2O3
Aℓ+3 O-2
O
O
O
Fórmula-ião
Fórmula de Lewis
ou Eletrónicafórmula geral de um composto
iónico:
A x + B y -+ → AyBX
Ligação iónica
Exemplo: Cloreto de sódio
O átomo de sódio (Na) não é estável pela Teoria do Octeto, pois
apresenta um electrão na camada de valência. Sua estabilidade
eletrónica será atingida pela perda de um electrão, originando o
ião Na+.
Ligação iónica
Exemplo: NaCl
O átomo de cloro (Cl) não é estável pela Teoria do Octeto, pois
apresenta sete electrões na camada de valência. Sua estabilidade
electrónica será atingida pelo ganho de um electrão, originando o
ião Cl–
Ligação iónica
Exemplo: NaCl
Ligação iónica
Exemplo: NaCl
Ligação iónica
Exemplo: NaCl
Ligação iónica
Os compostos assim formados são denominados compostos
iónicos. Constituem estruturas eletricamente neutras.
A interação entre os iões produz aglomerados com forma
geométrica definida, denominados retículos cristalinos,
característicos dos sólidos.
* são sólidos à temperatura
ambiente (sólidos cristalinos);
* são duros e quebradiços;
Características dos compostos 
iónicos
* conduzem corrente eléctrica quando: fundidos ou em solução;
* possuem alto ponto de fusão e de ebulição.
Ligação covalente
Ocorre quando os átomos envolvidos tendem a receber
electrões. Há compartilha de electrões, formando pares
eletrónicos. Cada par eletrónico é constituído por um electrão
de cada átomo e pertence simultaneamente aos dois átomos.
Como não ocorre ganho nem perda de electrões, formam-se
estruturas eletricamente neutras, de grandeza limitada,
denominadas moléculas. Por esse motivo, essa ligação também
é denominada molecular.
Ocorre geralmente entre AMETAIS e HIDROGÊNIO ou
AMETAIS entre si, desde que a diferença de
eletronegatividade < 1,7.
Ligação covalente
Ligação covalente
Exemplos de Ligações Covalentes
O2 ou O = O OO
N2 ou N  N NN
O HH H2O ou H - O - H 
ClH HCl ou H - Cl 
Ligação covalente
Exemplo: Ligação Cl - Cl
Ligação covalente
Ligação covalente
Ligação covalente dativa ou 
coordenada
É semelhante à covalente comum, e ocorre entre um átomo
que já atingiu a estabilidade electrónica e outro ou outros que
necessitem de dois electrões para completar sua camada de
valência.
Ligação covalente dativa (ou coordenada)
átomos: A B
(estável) (necessita de 2 electrões) 
Ligação covalente dativa ou 
coordenada
Ligação Covalente
O par electrónico compartilhado pertence a um dos átomos, só 
ocorre quando todas as ligações covalentes normais possíveis já 
aconteceram.
Exemplo: formação do SO2.
OS O+
OS
O
S = O + O  S = O
O
Moléculasdo Tipo HxEOy
Ácidos Oxigenados
 Todos os átomos de oxigênio aparecem ligados ao elemento central 
e cada átomo de hidrogênio ficará ligado a um átomo de oxigênio.
Exemplo: ácido sulfúrico - H2SO4
OO S
O
O
HH H - O - S - O - H
O
O
Propriedades dos compostos 
covalentes
Em condições ambiente, as substâncias moleculares 
podem ser encontradas nos três estados físicos;
Apresentam temperatura de fusão (TF) e temperatura 
de ebulição (TE) inferiores às das substâncias iónicas; 
Quando puras, não conduzem corrente eléctrica.
Geometria molecular
É o estudo de como os átomos estão distribuídos
espacialmente em uma molécula.
As principais classificações são: linear, angular, trigonal
plana, piramidal e tetraédrica.
Para se determinar a geometria de uma molécula, é preciso
conhecer a teoria da repulsão dos pares electrónicos da
camada de valência.
VSEPR (repulsão dos pares de 
electrões da camada de valência)
• Baseia-se na idéia de que pares electrónicos da camada de
valência de um átomo central, participando na ligação
química ou não, se comportam como nuvens electrónicas que
se repelem, ficando com a maior distância angular possível
uns dos outros.
• Uma nuvem eletrónica pode ser representada por uma ligação
simples, dupla, tripla ou mesmo por um par de electrões que
não estão a fazer ligação química.
Polaridade das ligações
O acúmulo de cargas eléctricas em determinada região é
denominado polo, que pode ser de dois tipos:
Polo negativo: (–) ou –δ Polo positivo: (+) ou +δ
Escala de Pauling de electronegatividades
Metais
Ligação Polares e Apolares
•Ligação covalente polar ∆ = 4,0 – 2,1 = 1,9
• δ+ δ-
H ─ F
*Como o fluor é mais eletronegativo, atrai para si o pólo com carga positiva.
•Ligação covalente apolar ∆ = 2,1 -2,1 = 0
•H ─ H 
* Possuem a mesma eletronegatividade.
Ligação Iônica X Ligação Covalente
• Ligação iónica : Doação e recebimento de electrões. (metais
com não metais),
• Valores de ∆ acima de 2 indica ligação com caráter iónico.
• KCl ∆ = 3,0 – 0,8 = 2,2 (Iónica)
• NaCl ∆ = 3,0 – 0,9 = 2,1 (Iónica)
Ligação Iónica X Ligação Covalente
• Ligação Covalente: Compartilhamento de pares de electrões.
(Não metais)
• Valores de ∆ abaixo de 1,7 indica ligação com caráter
predominantemente covalente.
• Cl2 ∆ = 3,0 – 3,0 = zero (COVALENTE APOLAR)
• BrCl ∆ = 3,0 – 2,8 = 0,2 (COVALENTE POLAR)
• ICl ∆ = 3,0 – 2,5 = 0,5 (COVALENTE POLAR)
• HCl ∆ = 3,0 – 2,1 = 0,9 (COVALENTE POLAR)
Ligação Iónica X Ligação Covalente
A polaridade de uma ligação é caracterizada por uma grandeza
denominada momento dipolar (μ), ou dipolo eléctrico, que
normalmente é representada por um vector orientado no sentido
do elemento menos electronegativo para o elemento mais
electronegativo.
Polaridade de moléculas
Experimentalmente, uma molécula
é considerada polar quando se
orienta na presença de um campo
eléctrico externo, e apolar quando
não se orienta. O pólo negativo da
molécula é atraído pela placa
positiva do campo elétrico externo
e vice-versa, como mostrado na
figura ao lado.
Polaridade de moléculas
Teoricamente, pode-se determinar a polaridade de uma
molécula pelo vector momento dipolar resultante (μr), isto é,
pela soma dos vectores de cada ligação polar da molécula.
Para determinar o vector μr devem-se considerar dois factores:
a) A escala de eletronegatividade, que nos permite determinar a
orientação dos vectores de cada ligação polar;
b) A geometria da molécula, que nos permite determinar a
disposição espacial desses vectores.
Polaridade de moléculas
Polaridade de moléculas
Outra maneira de determinar a polaridade da maioria das
moléculas é estabelecer uma relação entre o número de
nuvens electrónicas ao redor do átomo central e o número de
átomos iguais ligados a ele.
Polaridade de moléculas
As forças intermoleculares
e os estados físicos
Quanto menos intensas forem as forças intermoleculares, mais 
volátil será a substância e menor será a sua temperatura de 
ebulição.
As forças intermoleculares
e os estados físicos
As forças intermoleculares são genericamente denominadas
forças de Van der Waals em homenagem ao físico holandês
Johannes Van der Waals que, em 1873, propós a existência
dessas forças. As atracções existem tanto em substâncias
formadas por moléculas polares como por moléculas
polares, mas nessas últimas a explicação foi dada por Fritz
London apenas em 1930.
Forças dipolo induzido-dipolo induzido
Essas forças ocorrem em todos os tipos de moléculas, mas
são as únicas que acontecem entre as moléculas apolares.
Quando essas moléculas estão no
estado sólido ou líquido, devido à
proximidade existente entre elas,
ocorre uma deformação
momentânea das nuvens
electrónicas, originando pólos.
H2, O2, F2, Cl2, CO2, CH4, C2H6
Forças dipolo permanente-dipolo 
permanente ou dipolo-dipolo
Esse tipo de força intermolecular é característico de moléculas
polares.
HCl, HBr, H2S, CO, HCCl3, SO2
Pontes de hidrogénio
A ponte de hidrogénio, por ser muito mais intensa, é um
exemplo extremo da interacção dipolo-dipolo e ocorre mais
comumente em moléculas que apresentam átomos de
hidrogénio ligados a átomos de flúor, oxigénio e nitrogénio,
os quais são altamente electronegativos e, que, por isso,
originam dipolos muito acentuados.
Pontes de hidrogénio
Forças intermoleculares e temperaturas
de fusão e ebulição
O tipo de força intermolecular: quanto mais intensas as
atracções intermoleculares, maior a sua TE.
O tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho de uma
molécula, maior será sua superfície, o que propicia um maior
número de interacções com outras moléculas vizinhas,
acarretando TE maior.
Forças intermoleculares e temperaturas
de fusão e ebulição
Para comparar as temperaturas de ebulição de diferentes
substâncias, devemos considerar esses dois factores da seguinte
maneira:
 Em moléculas com tamanhos aproximadamente iguais:
Quanto maior a intensidade de interacção, maior a sua TE.
Forças intermoleculares e temperaturas
de fusão e ebulição
 Em moléculas com mesmo tipo de interacção
Quanto maior o tamanho da molécula, maior a sua TE.
Polaridade, forças intermoleculares
e solubilidade
Substâncias polares tendem a se dissolver em solventes polares.
Substâncias apolares tendem a se dissolver em solventes apolares.
Ligação metálica
Algumas propriedades apresentadas pelos metais são muito
diferentes das observadas em outras substâncias. A maioria dos
metais é sólido à temperatura ambiente (25 °C) e apresenta cor
prateada. As exceções são o mercúrio — único metal encontrado
no estado líquido, o cobre (Cu) e o ouro (Au), os quais
apresentam, respectivamente, cor avermelhada e dourada.
Ligação metálica
Experiências com raios X levam a crer que os retículos cristalinos
dos metais sólidos consistem em um agrupamento de catiões
fixos, rodeados por um verdadeiro "mar" de electrões. Esses
electrões são provenientes da camada de valência dos respectivos
átomos e não são atraídos por nenhum núcleo em particular.
Ligação metálica
 Condutibilidade — são excelentes condutores de
corrente eléctrica e de calor;
 Maleabilidade — capacidade de produzir lâminas,
chapas muito finas;
 Ductilidade — capacidade de produzir fios.
Ligas metálicas
Ligas metálicas: são materiais com propriedades metálicas
que contêm dois ou mais elementos, sendo pelo menos um
deles metal.
Ligas metálicas