Ligações qu[imicas ionicas x covalentes pptx

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a) A molécula de glicose é polar ou apolar? polar
b) A glicose é solúvel em água? polar
c) A glicose é solúvel em pentano? CH3CH2CH2CH2CH3 apolar
d) Quais sítios na glicose poderão formar ligações de
hidrogênio?
molécula de glicose 
polar
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Sólidos iônicos apresentaram solubilidade em água?
Íon – dipolo permanente
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Sólidos Iônicos, moleculares e covalentes
• De acordo com a natureza das ligações inter e intra-
moleculares, os sólidos classificam-se em:
- sólidos iónicos (interações eletrostática);
-sólidos moleculares (dipolo, dipolo induzido e
ligações de hidrogênio);
- Sólidos covalentes – ligações entre átomos.
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Sólidos Covalentes
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Um sólido covalente é aquele cujos átomos que o
constituem se encontram unidos mediante
ligações covalentes, que determinam a sua rede
cristalina.
Alguns exemplos desses
compostos são: diamante (C),
grafita (C), dióxido de silício
(SiO2).
Castranova, V., “Signaling pathways controlling the production of inflammatory mediators in
response to crystalline silica exposure: Role of reactive oxygen/nitrogen species” (2004),
É um dos óxidos mais
abundantes na crosta
terrestre. Ocorre na forma
de pedra, areia e quartzo.
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A rede de sílica se estende pelo
espaço através de ligações
covalente entre os átomo de sílico e
oxigênio. A força das ligações são
extremamente forte fato que
podemos observar nos pontos de
fusão e ebulição.
Ponto de fusão 1713 °C
Ponto de ebulição > 2200 °C
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Sólidos covalentes diferenciam
dos moleculares enquanto
macromoléculas que formam
uma rede covalente altamente
estável.
Fulereno-60
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Sólidos iônicos
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Par iônico – são dois átomos carregados com cargas
opostas, sendo um o ânion (carga negativa) e o outro
o cátion (carga positiva).
Exemplos de sólidos iônicos: NaCl, KCl, NaF, MgBr2
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Cargas Opostas = Atração
Cargas Iguais = Repulsão
INTERAÇÃO ELETROSTÁTICA
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Quais elementos da tabela periódica 
formam cátion?
Quais elementos da tabela periódica 
formam ânions? 
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A ligação iônica
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Propriedades dos sólidos Iônicos
❑Toda substância iônica é sólida e forma um
retículo cristalino, nas condições ambientes.
❑Os pontos de Fusão (PF) e de ebulição (PE) são
bem altos.
❑As substâncias iônicas conduzem corrente
elétrica quando fundidas ou quando dissolvidas
em água.
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Uma propriedade físico-química importante das 
soluções é a sua condutividade elétrica
Condutividade elétrica é a capacidade das soluções de conduzir 
uma corrente elétrica devido ao movimento de íons presentes na 
solução.
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Por que o NaCl conduz 
corrente elétrica no 
estado líquido ou 
aquoso e não conduz 
no estado sólido?
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http://blogdequimica2014.blogspot.com/2014/10/ligacoes-ionicas.html
Os eletrólitos são responsáveis pela
condução de eletricidade em uma solução
aquosa e essa condução é feita pelos íons
formados.
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Exemplos comuns de substâncias que
comportam-se como eletrólitos.
2121
É a quebra da ligação covalente,
devido à diferença de eletronegatividade entre os 
átomos ligantes, com a 
formação de íons 
2222
H – Cl H2O+ H3O + Cl+ –
A IONIZAÇÃO ocorre em
COMPOSTOS MOLECULARES 
2323
Neste fenômeno os íons apenas
são separados 
A dissociação ocorre com os
compostos iônicos 
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• No NaCl sólido, por mais que ele seja formado por íons
(partículas carregadas), estes não estão livres para se
movimentarem e assim conduzir corrente elétrica. Eles
estão “presos” no retículo cristalino.
• No NaCl líquido ou aquoso, os íons estão livres para se
movimentarem, logo, conduz corrente elétrica.
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Dissociação de compostos iônicos
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Reticulo cristalino
• Aglomerado de íons que se organizam numa 
forma geométrica.
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Empacotamento 
dos íons Na E Cl 
numa cristal de 
NaCl
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• A solvatação é um mecanismo de dissolução
em que íons negativos e positivos ficam
envoltos por moléculas de solvente NO CASO
A ÁGUA.
• Entropia (S) do sistema aumenta.
• Interações entre íons do sal e os dipolos da
molécula de água..
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• Colocando- se sal de cozinha na água, a
“extremidade negativa” de algumas moléculas de
água tende a atrair os íons de Na+ do reticulado
cristalino; e a “extremidade positiva” das
moléculas de água tende a atrair os íons de Cl- do
reticulado.
• Desse modo, a água vai desfazendo o reticulado
cristalino do NaCl, e os íons Na+ e Cl- entram em
solução, cada um deles envolvido por várias
moléculas de água.
• Esse fenômeno é denominado solvatação de íons.
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Sólidos Moleculares
• As unidades constituintes da estrutura são
moléculas.
• As moléculas podem ser polares ou apolares.
• As ligações químicas que se estabelecem entre as
unidades constituintes da estrutura são ligações
dipolo-dipolo, ligações de hidrogenio e dipolo
induzido.
• Ex: sacarose, parafina, iodo, etc.
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Fórmula da molécula de 
sacarose C12H22O11
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• Moléculas de sacarose – quando em solução
aquosa não liberação de íons, pois as ligações
são do tipo covalente. Portanto, não irá
conduzir eletricidade nem no estado sólido e
nem no líquido.
não-eletrólitos
A água pura é boa condutora de eletricidade?
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A água pura exibe uma pequena condutividade
elétrica (ínfima) devido à baixa concentração dos
íons hidrogênio, H + , e hidróxido, OH-.
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A água pura não é bom eletrólito.
Eletrólitos fortes são substâncias que se dissociam ou se ionizam
totalmente em solução aquosa. NaCl e HCl.
Eletrólitos fracos são substâncias que se ionizam parcialmente
em solução aquosa. ácido fluorídrico HF.
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Exercício: Para o estudo das relações entre o tipo de ligação
química e as propriedades físicas das substâncias X e Y, sólidas à
temperatura ambiente, foram realizados experimentos que
permitiram concluir que:
- A substância X conduz corrente elétrica no estado líquido,
mas não no estado sólido.
- A substância Y não conduz corrente elétrica em nenhum
estado.
Considerando-se essas informações, é CORRETO afirmar que:
a) a substância X é molecular e a substância Y é iônica.
b) a substância X e Y são iônicas.
c) a substância X é iônica e a substância Y é molecular.
d) as substâncias X e Y são moleculares. 39
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Analise a figura acima e responda:
a) Que tipo de interação mantém os íons unidos no retículo 
cristalino do sal? Interações eletrostática.
b) Qual o nome do fenômeno observado no item b? 
solvatação ou dissociação do NaCl em água.
c) Na sua opinião o NaCl irá dissolver em CCl4? Não. 
Por que? Porque o CCl4 é apolar.
A
B
Ligações Interatômicas
Ligação iônica x ligação covalente
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Por que os átomos se ligam?
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http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?page_id=9
http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?page_id=9
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❑Para que a ligação entre os átomos ocorram estes devem
aproximar-se um do outro até certa distancia nuclear.
❑Quando os átomos de hidrogênio compartilham dois elétrons
eles mantém ligados formando o H2
❑A molécula de H2 é mais estável do que os átomos de
hidrogênios isolados.
https://www.deviante.com.br/
https://www.deviante.com.br/noticias/cabelo-cabeleira-cabeluda-descabelada-parte-iv/
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“Os átomos estabelecem LIGAÇÕES QUÍMICAS,
doando, recebendo ou compartilhando elétrons,
a fim de adquirirem a CONFIGURAÇÃO
ELETRÔNICA de gás nobre, isto é, com 8 elétrons
na última camada e ganharem estabilidade
química”
Estabilidade eletrônica – a regra do octeto
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Formação do Cátion: Ocorre quando um átomo perde elétron.
Na (g) Na
+
(g) + 1e
-
Formação do Ânion: Ocorre quando um átomo recebe elétron.
Cl (g) + 1e
- Cl-(g)
Na + (g) + Cl 
-
(g) NaCl(s)
Formação de um sólido a partir de seus íons.
A formação do NaCl
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O átomo de sódio (Na) pertence ao primeiro grupo da tabela periódica, (Grupo 1), e ao
terceiro período, (Camada M), consequentemente apresenta um elétron na camada de
valência. A sua Energia de Ionização é de 496 kJ.mol-1.
O átomo de cloro (Cl) pertence ao décimo sétimo grupo da tabela periódica, (Grupo 17), e
ao terceiro período,(Camada M), consequentemente apresenta sete elétrons na camada de
valência. A sua Afinidade Eletrônica é de 348 kJ.mol-1.
Na (g) Na
+
(g) + 1e
- Energia Absorvida = 496 kJ.mol-1
Cl (g) + 1e
- Cl-(g) Energia Liberada = 348 kJ.mol
-1
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Li (g) Li
+
(g) + 1e
- Energia Absorvida = 124,3 kJ.mol-1
F (g) + 1e
- F-(g) Energia Liberada = 79,5 kJ.mol
-1
Energia ou potencial de ionização do átomo
• Energia mínima necessária para retirar um elétron do
átomo no seu estado fundamental (Z = número de
prótons = número de elétrons).
• Para retirar um elétron do átomo no seu estado
fundamental eu devo fornecer energia ao átomo.
• Quando um ou mais elétrons é retirado do átomo ele
dá origem a uma carga positiva, ou seja, um cátion.
• Na tabela, a energia de ionização aumenta da
esquerda para a direita nos períodos e de baixo para
cima nas famílias.
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• A primeira energia de ionização é sempre
menor em relação a segunda energia de
ionização. Por que?
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• Qual elemento com maior potencial de
ionização na tabela e qual o menor? Por que?
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Teoria de Lewis
• Foi proposta em 1916 pelo físico e químico
norte-americano Gilbert Newton Lewis.
• Esta notação consiste numa representação
esquemática da camada de valência de cada
átomo.
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Faça a representação de Lewis 
para os sais NaBr, CaCl2, KCl e K2Br 
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Hidretos
a) Hidreto iônico:
• Apresenta um elemento metálico acompanhando o
hidrogênio. Os elementos metálicos mais comuns
são os metais alcalinos, alcalino terrosos (com
exceção do berílio e do magnésio), Gálio, Índio, Tálio
e os lantanídeos. Nos hidretos salinos o hidrogênio
tem número de oxidação –1.
Exemplos de hidretos iônicos:
• NaH = Hidreto de sódio
• KH = Hidreto de potássio
• CaH2 = Hidreto de cálcio
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Os hidretos iônicos apresentam as seguintes
características:
• Sólidos;
• Alto ponto de fusão;
• Conduzem corrente elétrica (quando no
estado líquido);
• A maioria sofre decomposição antes de atingir
seu ponto de fusão.
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• As ligações covalentes, também denominadas
ligações moleculares onde ocorre o
compartilhamento de elétrons das suas
camadas de valência.
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• A ligação covalente pode ocorrer entre os
seguintes elementos: hidrogênio, ametais e
semimetais. Os metais nunca participam
desse tipo de ligação.
• 4A, 5A, 6A, 7A e o hidrogênio.
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• Mais exemplos:
Br2
HCl
H2O
CH4
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- Os pares de elétrons podem ser organizados
em dois tipos:
• PL (Pares Ligantes): pares de elétrons que
unem os átomos da ligação.
• PNL(Pares Não Ligantes) ou pares isolados:
pares de elétrons que não participam das
ligações.
Quanto aos tipos de ligações 
covalentes entre os átomo
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A B
A B
A B





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H2 – Ligação simples – apenas um par de elétron
compartilhado.
O2 - Ligação dupla – dois pares de elétrons foram
compartilhados.
N2 - Ligação tripla – três pares de elétrons foram
compartilhados.
Descrever a estrutura de Lewis para 
as moléculas.
Compostos moleculares
• CO2
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72
7373
Exercícios
Escrever a fórmula de Lewis (fórmula
eletrônica) e formula estrutural para as
moléculas abaixo:
Cl2 - cloro
F2 - flúor
NH3 - amônia
HF - ácido fluorídrico
H2S - sulfeto de hidrogênio