ligações quimicas aula 4

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FUNDAMENTOS 
DE QUÍMICA 
ORGÂNICA E 
INORGÂNICA
Rodrigo Borges da Silva
Ligações químicas
Objetivos de aprendizagem
Ao final deste texto, você deve apresentar os seguintes aprendizados:
 � Definir ligações iônicas, ligações covalentes e eletronegatividade.
 � Descrever as estruturas de Lewis, a regra do octeto e a polaridade
de ligações.
 � Identificar ligações duplas e triplas.
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. 
Essa combinação de átomos se dá por meio de ligações químicas, as 
quais ocorrem de diferentes maneiras, como mediante a transferência 
completa de um ou mais elétrons de um átomo para outro ou pelo 
compartilhamento de elétrons dos níveis de valência. 
Uma ligação química entre dois átomos é, então, formada se o arranjo 
resultante dos dois núcleos e seus elétrons apresentam menos energia 
do que a energia total dos átomos separados. Essa mudança de energia 
durante a formação de ligações ocorre quando os elétrons de valência dos 
átomos, ou seja, os elétrons da camada mais externa, mudam de posição. 
Neste capítulo, você vai aprender sobre ligações iônicas, covalentes e 
eletronegatividade dos átomos envolvidos na ligação. Além disso, você 
vai aprender a descrever as estruturas de Lewis, a regra do octeto e a 
polaridade de ligações, bem como identificar ligações duplas e triplas. 
Ligações químicas e eletronegatividade
Ligações iônicas
Uma ligação iônica é consequência da atração eletrostática entre íons positivos 
(cátions) e negativos (ânions), ou seja, um dos átomos participantes da ligação 
tem tendência de perder elétrons, enquanto o outro, de receber elétrons. Isso 
significa que é necessário entender as mudanças de energia que acompanham a 
formação dos íons e as interações entre eles. Na maioria das vezes, os átomos 
que perdem elétrons são metais e pertencem às famílias IA, IIA e IIIA. Já os 
átomos que recebem elétrons são os ametais das famílias VA, VIA e VIIA. O 
hidrogênio (Z = 1), por exemplo, apresenta, na sua primeira e única camada, 
um elétron, atingindo a estabilidade, nesse tipo de ligação, ao receber mais 
um elétron.
A ligação iônica é a única em que ocorre transferência definitiva de elétrons.
A ligação iônica entre os átomos A e B, genéricos, pode ser esquematica-
mente representada conforme o Quadro 1 a seguir.
Fonte: Adaptado de Atkins, Jones e Laverman (2018).
Tendência Ceder elétrons Receber elétrons
Classificação Metais Não metais, metaloides e hidrogênio
Interação
Quadro 1. Representação esquemática de uma ligação iônica
Ligações químicas2
O exemplo mais representativo de uma ligação iônica é a formação de um 
cristal de cloreto de sódio (sal de cozinha) a partir de átomos de sódio (Na) 
e de cloro (Cl). Pode-se imaginar a formação do sólido em três etapas: os 
átomos de sódio liberam elétrons, que se ligam aos átomos de cloro, e os íons 
resultantes agrupam-se como um cristal.
O átomo de sódio (Na) está no Grupo 1-IA da tabela periódica, logo, apre-
senta um elétron na camada de valência. Assim, sua estabilidade eletrônica 
será atingida pela perda de um elétron, originando o íon Na+, com oito elétrons 
da camada de valência. A energia de ionização do sódio é de 494 kJ·mol-1, 
então, é preciso fornecer essa quantidade de energia para formar os cátions 
no processo. Observe:
O átomo de cloro (Cl) está no grupo 17-VIIA da tabela periódica, logo, 
apresenta sete elétrons na camada de valência. A sua estabilidade eletrônica 
é então atingida pelo ganho de um elétron, originando o íon Cl–. A afinidade 
eletrônica dos átomos de cloro é de +349 kJ·mol-1, logo, são liberados essa 
quantidade de energia quando elétrons se ligam aos átomos de cloro para 
formar ânions. Observe:
Após a formação dos íons (Na+ e Cl–) eletronicamente estáveis, ocorre 
uma interação eletrostática (cargas com sinal contrário se atraem), formando 
assim os compostos iônicos. A interação entre os íons produz aglomerados 
com forma geométrica definida, denominados retículos cristalinos, caracte-
rísticos dos sólidos.
Assim, quando os íons de sódio e cloro, por exemplo, se juntam para 
formar um sólido cristalino, a atração mútua libera uma grande quantidade 
de energia. Experimentalmente, obtém-se:
3Ligações químicas
A energia necessária para formação de ligações iônicas é fornecida, em sua maior parte, 
pela atração coulômbica entre íons de cargas opostas. Sendo assim, o modelo iônico 
é uma boa discrição da ligação entre não metais e metais, especialmente metais do 
bloco s (ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018).
A presença de retículo iônico determina as principais características desses 
compostos, descritas a seguir.
 � São sólidos nas condições ambientes (temperatura de 25°C e pressão 
de 1 atm).
 � Os compostos iônicos apresentam elevadas temperatura de fusão e 
temperatura de ebulição.
 � São duros e quebradiços, quando submetidos a impacto, produzindo 
faces planas.
 � Quando dissolvidos em água ou quando puros no estado líquido (fun-
didos), apresentam condutibilidade elétrica, em razão da existência 
de íons com liberdade de movimento, que podem ser atraídos pelos 
eletrodos, fechando o circuito elétrico.
 � Seu melhor solvente é a água.
Determinação das fórmulas dos compostos iônicos 
A fórmula de um composto iônico mostra a mínima proporção entre os átomos 
que se ligam, de modo que se forme um sistema eletricamente neutro. Sendo 
assim, é necessário que o número de elétrons doados por um dos átomos seja 
igual ao número de elétrons recebidos pelos átomos do outro elemento, como 
mostrado a seguir.
Ligações químicas4
Ligações covalentes
Como os não metais não formam cátions monoatômicos, a natureza das ligações 
entre não metais envolve o compartilhamento de elétrons. Os elementos não 
metálicos existem como moléculas, por exemplo, as espécies diatômicas H2, 
N2, O2, F2, Cl2, Br2 e I2 e as espécies poliatômicas P4 e S8.
Para explicar a ligação entre dois átomos de não metais, a proposta de 
Lewis é que um par de elétrons é compartilhado pelos dois átomos, isto é, 
cada par eletrônico é constituído por um elétron de cada átomo e pertence 
simultaneamente aos dois átomos. Em outras palavras, os dois átomos ficam 
juntos porque ocorre interação coulômbica entre os dois elétrons e os núcleos 
e nenhum dos átomos perde totalmente um elétron, portanto, nenhum átomo 
precisa receber a totalidade de energia de ionização.
Os elementos não metálicos compartilham elétrons para formar ligações covalentes 
entre si. 
A ligação covalente pode ser representada esquematicamente, como mos-
trado no Quadro 2 a seguir.
Fonte: Adaptado de Atkins, Jones e Laverman (2018).
Átomos A B
Tendência Receber elétrons Receber elétrons
Classificação Hidrogênio, ametais 
e semimetais
Hidrogênio, ametais 
e semimetais
Quadro 2. Representação esquemática de uma ligação covalente
5Ligações químicas
Propriedades dos seus compostos ligados 
covalentemente
As propriedades das substâncias formadas por meio de ligações covalentes 
são muito diferentes das propriedades dos átomos originários. Em condições 
ambientais, as substâncias moleculares podem ser encontradas nos três estados 
físicos, como mostrado no Quadro 3 a seguir.
Fonte: Adaptado de Atkins, Jones e Laverman (2018).
Substância Fórmula
Estado físico 
(a 25°C e 1 atm)
Gás hidrogênio H
2
Gasoso
Água H
2
O Líquido
Sacarose C
12
H
22
O
11
Sólido
Quadro 3. Estados físicos de substâncias moleculares
Além disso, as substâncias moleculares geralmente apresentam temperatura 
de fusão (TF) e temperatura de ebulição (TE) inferiores às das substâncias 
iônicas e, quando puras, não conduzem corrente elétrica. Cabe ainda ressaltar 
que os compostos com grande número de átomos, derivados de ligações cova-
lentes, levam à formação de estruturas identificadas como macromoléculas. 
Essas substâncias, em condições de ambiente sãosólidas e apresentam elevadas 
TF e TE, como: sílica (SiO2)n, grafita (C), diamante (C), celulose (C6H10O5)n, 
polietileno (C2H4)n, entre outros.
Eletronegatividade
O poder de atração dos elétrons exercido por um átomo que participa de uma 
ligação é chamado de eletronegatividade. Assim, o átomo do elemento que 
apresenta a maior eletronegatividade tem maior poder de atrair elétrons e 
tende a afastá-los do átomo que apresenta a menor eletronegatividade. Em 
1932, o químico norte-americano Linus Pauling propôs, experimentalmente, 
uma medida quantitativa da distribuição dos elétrons na ligação, conforme 
mostrado na Figura 1.
Ligações químicas6
Figura 1. Variação da eletronegatividade dos elementos da tabela periódica.
Fonte: Adaptada de extender_01/Shutterstock.com.
Baixa Média
ELETRONEGATIVIDADE
Alta
Assim como as energias de ionização e as afinidades eletrônicas são maiores 
no alto, à direita, da tabela periódica (próximo ao flúor), a eletronegatividade 
segue a mesma escala, sendo o nitrogênio, o oxigênio, o bromo, o cloro, e o 
flúor os elementos de maior eletronegatividade.
Dessa forma, quando dois átomos de uma ligação têm uma pequena dife-
rença de eletronegatividade, as cargas parciais são muito pequenas. Porém, 
quando a diferença de eletronegatividade aumenta, as cargas parciais também 
crescem. Já se as eletronegatividades são muito diferentes, um dos átomos 
pode ficar com a maior parte do par de elétrons compartilhado (por exemplo, 
numa ligação covalente), em que o elemento mais eletronegativo lembra um 
ânion e o outro lembra um cátion. Esse tipo de ligação apresenta caráter iônico 
considerável. Se a diferença de eletronegatividade é muito grande, como em 
NaCl e KF, a contribuição iônica domina a distribuição covalente e é melhor 
considerar iônica a ligação.
Sendo assim, não existe uma linha divisória muito clara entre as ligações 
covalentes e iônicas. Contudo, uma regra útil pode ser aplicada, em que se a 
diferença de eletronegatividade é de cerca de duas unidades, o caráter iônico 
é tão alto que é melhor considerar iônica a ligação. Porém, para diferenças de 
eletronegatividade menores do que 1,5, é razoavelmente mais seguro descrever 
a ligação como sendo covalente.
7Ligações químicas
Estruturas de Lewis, a regra do octeto e a 
polaridade de ligações
Estruturas de Lewis e a regra do octeto
Lewis criou uma forma simples para demonstrar os elétrons de valência quando 
os átomos formam ligações iônicas. Ele representou cada elétron de valência 
como um ponto e distribuiu em torno do símbolo do elemento. Cada ponto 
representa um único elétron em um orbital e um par de pontos representa 
dois elétrons emparelhados partilhando o orbital. Alguns exemplos estão 
representados a seguir. 
Para deduzir a fórmula de um composto iônico usando os símbolos de 
Lewis, representa-se primeiro o cátion pela remoção de elétrons (representados 
pelos pontos do símbolo do átomo do metal). Após, representa-se o ânion 
transferindo esses pontos (elétrons) para o símbolo do átomo do não metal, de 
modo a completar sua camada de valência, ou seja, atingir a configuração de 
um gás nobre. Por fim, escreve-se sobrescrito a carga de cada íon. Um exemplo 
simples seria a fórmula do cloreto de cálcio (CaCl2), representado a seguir.
Ligações químicas8
A mesma ideia descrita por Lewis para ligações iônicas pode ser estendida 
às ligações covalentes. Contudo, quando uma ligação covalente é formada, 
os átomos compartilham elétrons até atingir a configuração de um gás nobre. 
Lewis denominou esse princípio de regra do octeto, em que os átomos de 
uma ligação covalente tendem a completar seus octetos pelo compartilhamento 
de elétrons. O nitrogênio (N), por exemplo, tem cinco elétrons na camada 
de valência e utiliza mais três para completar o octeto. O cloro (Cl) tem sete 
elétrons na camada de valência e utiliza mais um para completar o octeto. O 
argônio (Ar) já tem seus oito elétrons na camada de valência, dessa forma, 
não compartilha elétrons. O hidrogênio (H), pelo fato de formar apenas uma 
ligação, ou seja, ter valência igual a 1, usa apenas mais um elétron para atingir 
ao dublete do hélio. 
Pode-se utilizar também os símbolos de Lewis para descrever ligações 
covalentes, como uma linha (-) para representar o par de elétrons comparti-
lhado. A molécula de hidrogênio, formada por dois átomos de hidrogênio, é 
representada pelo símbolo H-H. O átomo de cloro tem sete elétrons na camada 
de valência, logo, o outro elétron utilizado para completar o octeto vem do 
compartilhamento de um elétron fornecido por outro átomo, como um outro 
átomo de cloro ou um átomo de hidrogênio, conforme mostrado na Figura 2.
Figura 2. Representação das ligações covalentes por meio das estruturas de Lewis.
Fonte: Adaptada de magnetix/Shutterstock.com.
9Ligações químicas
Dessa forma, a regra do octeto explica as valências dos elementos e as 
estruturas de muitos compostos, porém, átomos como fósforo (P), enxofre 
(S), cloro (Cl) e outros não metais do terceiro período e dos seguintes podem 
acomodar mais de oito elétrons na camada de valência. 
Polaridade de ligações
O acúmulo de cargas elétricas em determinada região é denominado polo, 
que pode ser de dois tipos: polo negativo, representado por (-) ou -δ; ou polo 
positivo, representado por (+) ou +δ. 
Toda ligação iônica, onde todos os íons apresentam excesso de cargas 
elétricas positivas ou negativas, será uma ligação polar. As ligações iônicas 
apresentam máxima polarização. Um exemplo de molécula iônica polar pode 
ser representado pelo NaCl, na Figura 3. 
Figura 3. Representação de uma ligação iônica polar.
Fonte: Adaptada de Orange Deer studio/Shutterstock.com.
Já nas ligações covalentes, a existência de polos está associada à deforma-
ção da nuvem eletrônica e depende da diferença de eletronegatividade entre 
os elementos. Quando há formação de ligação covalente entre átomos com a 
mesma eletronegatividade, não ocorre distorção da nuvem eletrônica de forma 
tão significativa. Sendo assim, essas ligações são denominadas apolares. Um 
exemplo de molécula formada por ligação covalente apolar está representado 
na Figura 4. 
Ligações químicas10
Figura 4. Representação de uma ligação covalente apolar.
Fonte: Adaptada de Orange Deer studio/Shutterstock.com.
Porém, quando a ligação covalente se dá entre átomos de eletronegatividades 
diferentes, ocorre deformação da nuvem eletrônica em decorrência do acúmulo 
de carga negativa (–δ) em torno do elemento de maior eletronegatividade. 
Essas ligações são denominadas polares e podem ser esquematicamente 
representadas pela molécula de HCl, demonstrada na Figura 5.
Figura 5. Representação de uma ligação covalente polar.
Fonte: Adaptada de Orange Deer studio/Shutterstock.com.
Dessa forma, a polaridade de uma ligação é caracterizada por uma grandeza 
denominada momento dipolar (μ), ou dipolo elétrico, que normalmente é 
representada por um vetor orientado no sentido do elemento mais eletronega-
tivo, ou seja, o vetor é orientado do polo positivo para o polo negativo. Veja 
um exemplo na Figura 6. 
11Ligações químicas
Figura 6. Representação do momento dipolar do BF
3
.
Fonte: Fogaça (2018, documento on-line).
Ligação covalente e tabela periódica
Um par de elétrons emparelhado é chamado de ligação simples. Dessa forma, 
dois átomos podem compartilhar dois ou três pares de elétrons. Quando dois 
pares de elétrons são compartilhados entre dois átomos, forma-se uma ligação 
dupla. Quando três pares de elétrons são compartilhados entre dois átomos, 
forma-se então uma ligação tripla. Uma ligação simples pode ser representada 
por um traço (-), por exemplo, C-H, em uma estrutura de Lewis. Uma ligação 
dupla é escrita como =, por exemplo, C=O. De modo similar, uma ligação 
tripla é escrita como ≡, por exemplo, C≡C. Assim, as ligações duplas e triplas 
são coletivamente denominadas de ligações múltiplas. Da mesma forma que 
numa ligação simples cada linha representa um par de elétrons,uma ligação 
dupla envolve um total de quatro elétrons e uma ligação tripla envolve seis 
elétrons. A ordem de ligação é então definida como o número de ligação que 
une um par específico de átomos. Logo, para o H2, ordem de ligação é igual 
a 1, no grupo C=O é 2, e em C≡C, como no etino, é 3.
Segundo a teoria da ligação de valência (TLV), uma ligação química 
é definida como uma combinação de dois orbitais atômicos com energias 
semelhantes, sendo que essa combinação se dá quando os orbitais atômicos 
se aproximam suficientemente para produzirem uma sobreposição efetiva 
(BENVENUTTI, 2006).
Ligações químicas12
Conheça uma pouco mais sobre a formação de 
ligação química por meio da teoria da ligação de 
valência (TLV) no link ou código a seguir.
https://goo.gl/69EwlX
A TLV prevê ainda a existência de dois tipos de sobreposição de orbitais, 
descritos a seguir.
1. A primeira é chamada de ligação sigma (σ), representada pela ligação 
simples, quando o orbital molecular formado apresenta densidade ele-
trônica exatamente na direção internuclear, ou seja, no eixo da ligação 
química, conforme representado na Figura 7.
Figura 7. Possibilidades de sobreposições sigma de orbitais. 
Fonte: magnetix/Shutterstock.com.
13Ligações químicas
2. A segunda situação é chamada de ligação pi (π), representada nas 
ligações duplas e triplas, quando a sobreposição dos orbitais ocorre no 
plano da ligação e está representada na Figura 8. Nesse caso, a densidade 
eletrônica no eixo da ligação é igual a zero.
Figura 8. Demonstração da ligação tripla por meio da sobreposição π no etino.
Fonte: Adaptada de magnetix/Shutterstock.com.
Dessa forma, para que ocorra uma ligação química, é necessário que haja 
simetria adequada e energias próximas entre os orbitais. 
C2H4 (eteno)
O carbono apresenta número atômico 6 e tem a seguinte distribuição eletrônica: 
1s2 2s2 2p
x
1 2p
y
1 2p
z
0.
Com base na distribuição eletrônica, é possível observar que o carbono apresenta 
dois orbitais incompletos px e py, com apenas um elétron em cada orbital e um orbital 
vazio pz, utilizados para realizar as ligações σ (no mesmo eixo) e π (eixo paralelo), 
conforme representado na Figura 9. 
Ligações químicas14
Figura 9. Representação esquemática dos orbitais de dois átomos de carbono se sobrepondo.
Fonte: Adaptada de magnetix/Shutterstock.com.
Na Figura 9, o arco (ver setas) representa a sobreposição desses orbitais no eixo 
paralelo, ou seja, a ligação π.
Perceba que mais de uma par de elétrons pode ser compartilhado, formando-
-se, então, ligações simples, duplas e triplas. Veja no Quadro 4 a relação entre 
a posição dos átomos na tabela e a possibilidade de ligações.
Elemento
Camada 
de 
valência
Quantidade 
de pares 
compartilhados Possibilidades de ligação
Família VIIA 7 elétrons 1
 
Família VIA 6 elétrons 2
Quadro 4. Relação entre a posição na tabela e o número de ligações
(Continua)
15Ligações químicas
Fonte: Adaptado de Atkins, Jones e Laverman (2018).
Elemento
Camada 
de 
valência
Quantidade 
de pares 
compartilhados Possibilidades de ligação
Família VA 5 elétrons 3
Família IVA 4 elétrons 4
Hidrogênio 1 elétron 1
 
Quadro 4. Relação entre a posição na tabela e o número de ligações
(Continuação)
1. Observe a estrutura genérica 
representada a seguir.
De acordo com as ligações químicas 
indicadas na estrutura e para que 
o composto esteja corretamente 
representado, X deverá ser 
substituído por qual elemento?
a) Enxofre.
b) Fósforo.
c) Nitrogênio.
d) Carbono.
e) Cloro.
2. A água oxigenada (H
2
O
2
), quando 
exposta à luz, decompõe-se e 
origina água e oxigênio. Essa reação 
pode ser representada pela equação:
Com base na reação química 
descrita, o número de elétrons 
compartilhados para cada molécula 
de água oxigenada é igual a:
a) 2.
b) 3.
c) 4.
d) 6.
e) 8.
Ligações químicas16
3. A combinação dos íons Ca2+, PO
4
3- 
e OH– pode resultar no mineral 
presente em ossos e dentes, 
conhecido como hidroxiapatita. 
A fórmula química pode ser 
representada por Ca
x
(PO
4
)
3
OH. Para 
determinar a quantidade necessária 
de cada íon para escrever a fórmula 
iônica, o valor de x nessa fórmula é:
a) 1.
b) 2.
c) 3.
d) 4.
e) 5.
4. Sabendo-se que no composto 
ClOH o cloro está ligado ao 
átomo de oxigênio e que o 
hidrogênio está ligado também 
ao átomo de oxigênio, pode-se 
afirmar que o cloro realizará:
a) ligação covalente normal.
b) ligação iônica.
c) ligação metálica.
d) ligação dativa.
e) ligação covalente coordenada.
5. O aumento na diferença de 
eletronegatividade entre 
os elementos ocasiona a 
seguinte ordem no caráter das 
ligações: 
a) iônica, covalente polar 
e covalente apolar.
b) covalente polar, covalente 
apolar e iônica.
c) iônica, covalente apolar 
e covalente polar.
d) covalente apolar, iônica 
e covalente polar.
e) covalente apolar, covalente 
polar e iônica.
ATKINS, P. W.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida mo-
derna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018.
BENVENUTTI, E. V. Química inorgânica: átomos, moléculas, líquidos e sólidos. Porto 
Alegre: Ed. UFRGS, 2006. 
FOGAÇA, J. R. V. Momento dipolar resultante. 2018. Disponível em: <https://brasilescola.
uol.com.br/quimica/momento-dipolar-resultante.htm>. Acesso em: 03 nov. 2018.
Leituras recomendadas
CAMPBELL, M. K. Bioquímica. 3. ed. Porto Alegre: Artmed, 2001.
CLAYDEN, J.; GREEVES, N.; WARREN, S. Organic chemistry. 2. ed. Oxford: OUP, 2012. 
RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Pearson, 1994. v. 1.
17Ligações químicas
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