AULA 04 Quimica geral

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CENTRO UNIVERSITÁRIO DE CARATINGA GRADUAÇÃO 
UNEC / EAD DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL 
 
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UNIDADE IV 
 
4 - Ligações químicas 
 
As ligações químicas podem ser classificadas em 3 categorias: Iônicas, covalentes e 
metálicas. 
 
4.1 A teoria de Lewis 
 
 Os elétrons de valência exercem uma importante função nas ligações químicas. 
 
 Transferência de elétrons leva a formação de ligações iônicas. 
 
 Compartilhamento de elétrons leva a formação de ligações covalentes. 
 
 Elétrons são transferidos ou compartilhados até que os átomos estejam rodea-
dos por 8 elétrons (octeto) dando a cada átomo a configuração do gás nobre. 
 
Símbolos de Lewis 
 
 Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons em 
um átomo, representamos os elétrons como pontos ao redor do símbolo do elemen-
to. 
 O símbolo representa o núcleo e os elétrons internos. 
 
 Os elétrons de valência são representados por pontos desemparelhados. 
 
 
 
 
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4.2 Regra do octeto 
 
É uma teoria proposta para explicar a formação de átomos ou íons estáveis 
tendo oito elétrons na camada de valência (ou dois, tratando-se da primeira cama-
da), assim como na eletrosfera de um gás nobre. Porém, existem várias exceções à 
regra do octeto. 
 
 Metais formam cátions perdendo elétrons suficientes para obterem a configura-
ção do gás nobre anterior. 
 
 Não metais formam ânions ganhando elétrons para obterem a configuração do 
gás nobre seguinte. 
 
 A configuração de um gás nobre é sempre estável. 
 
 Quando átomos se ligam, eles tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons 
de modo a resultar em 8 elétrons na camada de valência. 
 
VALÊNCIA - Habilidade que os elementos possuem de estabelecer ligações quími-
cas. 
ELÉTRONS DE VALÊNCIA: Elétrons mais externos do átomo e que participam das 
ligações químicas. 
 
 
4.3 O modelo da ligação iônica 
 
 A ligação iônica é constituída de coleções de íons com cargas opostas que for-
ma um extenso arranjo chamado rede. 
 
 Forma agregados iônicos ou cristais de atomicidade indefinida. 
 
 
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 Uma ligação Iônica é formada quando um ou mais elétrons são transferidos de 
um átomo metálico para átomos de um ametal. 
 
 Ocorre entre metais (tendência de doar elétron) e ametais (tendência de receber 
elétron). 
 
Na (Z = 11) 1s2 2s2 2p6 3s1 Cl (Z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
 
A natureza da ligação iônica é essencialmente eletrostática. 
 
Cátions e ânions são atraídos eletrostaticamente e os íons de mesma carga 
são repelidos. O balanço das forças de atração e repulsão define a disposição final 
dos íons no retículo cristalino e, consequentemente, as distâncias interiônicas. 
 
 Retículo cristalino iônico 
 
Na formação de uma ligação iônica, equilibram-se as forças atrativas e repul-
sivas. Considerando o composto NaCl, devem se equilibrar as forças atrativas entre 
os íons de cargas opostas (Na+ e Cl-) e as forças repulsivas entre íons de mesma 
carga (Na+ - Na+ e Cl- - Cl-) os íons agrupam-se de modo a minimizar as forças re-
pulsivas. 
 
Forma-se um retículo cristalino, um arranjo tridimensional organizado de 
modo que cada íon tenha o máximo de íons de cargas opostas ao seu redor. 
 
 
 
 
 
 
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Propriedades dos compostos iônicos 
 
 Os composto iônico são duros, rígidos e quebradiços. 
 
As forças atrativas nos compostos iônicos mantém os íons em posições específi-
cas, para mover os íons para fora de suas posições requer superar as for-
ças atrativas, por isso os cristais não são perfurados ou dobrados. 
 
Fonte: https://www.passeidireto.com/arquivo/2949184/3-ligacoes-quimicas 
 
 Os compostos iônicos apresentam altos pontos de fusão e ebulição. 
 
Para levar um sólido iônico ao estado líquido é necessário separar os íons 
do retículo; devido fortes atrações entre os íons, separar um cristal iônico re-
quer uma grande quantidade de energia. 
Os íons do retículo não precisam estar totalmente separados, apenas o 
suficiente para superar parte das atrações eletrostáticas, O líquido resultante é 
de natureza viscosa e os íons possuem mobilidade superior quando compara-
dos aos compostos sólidos. 
Quanto mais forte a atração (maior energia de retículo), mais alto é o 
ponto de fusão. Para passar para o estado gasoso, é necessário energia ainda 
maior para que a ordem do retículo seja totalmente desfeita. 
 Os compostos iônicos são sólidos a temperatura ambiente. 
 
 Os compostos iônicos conduzem corrente elétrica quando fundidos ou 
quando estão em meio aquoso. 
 
https://www.passeidireto.com/arquivo/2949184/3-ligacoes-quimicas
 
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A condutividade elétrica requer movimentos de elétrons, os sólidos iô-
nicos não apresentam qualidades estruturais que o tornem condutores de 
eletricidade. 
Ao passarem pelo processo de fusão, os íons tornam-se mais livres e 
aumenta a sua mobilidade eletrônica, isso faz com que o composto passe a atu-
ar como um condutor. 
Em meio aquoso o composto iônico sofre dissociação dos íons, com isso 
os íons encontram-se separados permitindo a condução da corrente elétrica. 
 
4.4 O modelo da ligação covalente 
 
 Formados entre elementos de eletronegatividade semelhantes. 
 
 Formam moléculas, ou seja, agregados atômicos de atomicidade definida. 
Alguns compostos covalentes se apresentam na forma de estruturas covalentes gi-
gantes, como é o caso, por exemplo, da sílica cuja fórmula SiO2. 
 
 Ocorre, em geral, entre átomos de Ametal com Ametal e Hidrogênio. 
 
 Consiste no compartilhamento de pares eletrônicos entre dois átomos (elé-
trons de valência são compartilhados). 
 
 Em algumas moléculas, dois átomos estão ligados por dois pares comparti-
lhados; esse tipo de ligação é denominada ligação dupla. Se houver três pares com-
partilhados a ligação é tripla. 
 
 Se o par de elétrons é constituído por um elétron de cada átomo envolvido, a 
ligação é dita covalente e normal; 
 
 Se o par de elétrons é cedido por apenas um dos átomos a ligação é dita co-
valente e dativa ou coordenada. 
 
 
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 A ligação covalente é direcional e forma ângulos bem definidos. 
 
 A ligação covalente é forte. 
 
 Esse tipo de ligação é comum em compostos orgânicos, por exemplo, em ma-
teriais poliméricos e diamante. 
 
Características dos compostos moleculares: 
 
 São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambientes. 
 Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição (comparados aos iônicos). 
 São maus condutores de eletricidade, alguns podem conduzir quando em 
meio aquoso (ionização). 
 
 A maioria dos compostos moleculares é solúvel em solventes orgânicos. 
 No estado sólido podem apresentar dois tipos de retículos cristalinos (R. C. 
Moleculares, R. C. Covalente). 
 
 
 O modelo da ligação iônica e ligação covalente são extremos e podemos 
dizer que uma ligação química pode ter um caráter mais ou menos iônico ou mais ou 
menos covalente. Ou ainda, que um composto iônico pode ter certo caráter covalen-
te e um composto covalente pode ter um caráter iônico (os compostos covalentes 
polares). 
 
Geometria e polaridade das moléculas 
 
 A geometria de uma molécula é dada pela disposição espacial dos núcleos 
dos átomos que a compõe. 
 
 
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POLARIDADE MOLECULAR. 
 
 As ligações covalentes formam compostos estáveis, chamados de moléculas. 
Estas moléculas podem ser classificadas em polares ou apolares de acordo com o 
vetor resultante do momento dipolar (µ). 
 
 A análise da polaridade de uma molécula deve ser feita de acordo com o tipo 
de ligação encontrada na molécula (polar ou apolar) e de acordo com a geometria 
molecular. 
 
 Sendo assim podemos afirmar moléculas que possuem apenas ligações apo-
lares, são moléculas apolares. 
Exemplo: H2, O2, N2, etc. 
 
 No entanto moléculas que apresentam ligações polares podem ser conside-
radas polares ou apolares de acordo com o vetor resultante do momento dipolar. 
 
4.5 Ligações intermoleculares 
 
 As substâncias covalentes são quase sempre constituídas por moléculas, que 
são agregados atômicos de atomicidade definida, conforme definido pelas formas 
das substâncias, como exemplo, CO2, O2, H2O, H2SO4, C12H22O11 e assim por dian-
te. Muitas substâncias covalentes são gases. Outras são líquidas e muitas são sóli-
 
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das. Mas mesmo as substâncias covalentes sólidas possuem, frequentemente, bai-
xos pontos de fusão e ebulição. 
 
 As forças de atração entre as moléculas são muito mais fracas do que as li-
gações que mantém os átomos ligados das mesmas. Elas irão determinar os esta-
dos físicos e pontos de fusão e ebulição das substâncias. 
 Só faz sentido falar em ligações intermoleculares para os estados líquido e sólido, 
pois no estado gasoso (ideal) as moléculas estão isoladas. 
 
 As forças atrativas intermoleculares podem ser classificadas em três tipos: 
 
 Interação dipolo induzido ou forças de London (ocorre entre moléculas 
APOLARES). 
 
 Interação dipolo permanente ou dipolo-dipolo (ocorre entre moléculas PO-
LARES). 
 
 Ligação de hidrogênio (ocorre entre moléculas POLARES, quando um áto-
mo de hidrogênio de uma molécula é fortemente atraído por um átomo muito eletro-
negativo de outra molécula, tais como flúor (F), oxigênio (O) e nitrogênio (N)). 
 
 
4.6 O modelo da ligação metálica 
 
Observe a distribuição eletrônica do sódio: 
 
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 
 
Quando átomos de sódio se ligam, os elétrons de valência (os elétrons do or-
bital 3s) de cada átomo de sódio compartilham espaço com oito átomos vizinhos, já 
que o sódio formam cristais com cada átomo de sódio circundado por oito outros 
átomos, conforme ilustrado pela a figura a seguir. 
 
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Célula unitária do sódio metálico 
 
Por sua vez, cada um destes 8 átomos compartilham seus elétrons com os oi-
to átomos vizinhos, e assim por diante num arranjo cristalino gigantesco. 
Os arranjos de modo regular na forma de cristais metálicos de atomicidade indefini-
da e omnidirecional (em todas as direções), conforme ilustrado pela figura: 
 
 
Fonte: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/como-se-forma-ligacao-metalica.htm 
 
 A ligação metálica consiste de uma série de átomos do metal que doaram to-
dos os seus elétrons de valência para uma nuvem de elétrons que permeia a estru-
tura. 
 Todos os átomos metálicos tornaram-se cátions idênticos e por não estarem 
associados a nenhuma ligação iônica, estes cátions recebem um nome especial, 
núcleos. 
 Mecanismo que mantém unido os átomos de metais é a atração entre os nú-
cleos positivos e o “mar de elétrons” negativos. 
 A força da ligação (atração entre os átomos), nos metais depende do número 
de elétrons de valência, ou seja, quanto mais elétrons de valências, mais ligações 
podem ser formadas e maior será a energia de ligação. 
 Um fator a se considerar na formação da ligação metálica é a carga do íon e a 
atração que este tem pelos elétrons de valência, metais alcalinos têm um elétron de 
valência e baixa energia de ionização, baixa atração pelo elétron de valência. O 
alumínio (Al) tem um valor de energia de ionização mais alto fazendo com que a li-
gação metálica no Al seja mais forte do que a que ocorre nos metais alcalinos e al-
calinos terrosos. 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/como-se-forma-ligacao-metalica.htm
 
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 As ligações entre átomos dos metais podem variar entre fraca e muito forte 
sendo o ponto de fusão uma medida aproximada da força de ligação. 
 De modo geral, a força da ligação metálica tende a aumentar à medida que 
passamos da esquerda para a direita ao longo de um período na tabela periódica, 
metais de transição têm elétrons d e apresentam um grande número de elétrons 
disponível para ligações no metal. 
 A força de ligação nos metais de transição não apenas originam altos valores 
de ponto de fusão, mas também grande força de tensão e dureza. 
 
Propriedades dos metais 
 
 Maleabilidade e ductilidade 
 
 A mobilidade dos elétrons de valência é a grande responsável pelas caracte-
rísticas singulares encontrada nos metais; 
 As ligações metálicas são não direcionais e não seguem qualquer requeri-
mento geométrico e podem manter sua existência quando são puxadas ou empurra-
das de todas as maneiras. 
 Se o metal é submetido a uma força, os núcleos podem deslizar sob a cama-
da de elétrons e as ligações não se rompem devido ao seu caráter não direcional. 
 Os metais podemser endurecidos formando ligas com elementos que tenha 
a propriedade de formar ligações covalentes (diminuindo a mobilidade eletrônica) 
Exemplo: C e P. 
 
 Condutividade elétrica e térmica 
 
 Os elétrons deslocalizados são livres para moverem no retículo. 
 Estes elétrons podem agir como transportadores de cargas na condução elé-
trica ou condutores de energia na condução de calor. 
 
 
 
 
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 Opacidade e brilho 
 
 Quando uma radiação eletromagnética incide num cristal os elétrons livres 
são forçados a vibrar com a mesma frequência da luz incidente. 
 Toda a energia incidente é absorvida pelos elétrons livres e o metal apresenta-se 
opaco. 
 Os elétrons oscilam e emitem radiação de mesmo comprimento de onda da 
luz incidente e a luz é emitida em direção à superfície, isto dá a impressão que prati-
camente toda a luz incidente foi refletida, produzindo o brilho metálico. 
 
 
 
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS: 
1. RUSSEL, John B. Química Geral. 2a ed. Vol. I. São Paulo, Makron Books, 1994. 
2. BRAATHEN, Per Chistian. Química Geral. 1ª ed. Vol. único. Viçosa, 1999.