Capitulo - III - LIGAÇÕES QUIMICAS

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PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Ligações Químicas – Capítulo III54
LIGAÇÕES QUÍMICAS
 Um dos aspectos mais intrigantes para os cientistas na área tecnológica é o estudo das ligações entre os 
átomos. Trata-se das ligações químicas, responsáveis pela formação de moléculas, agrupamentos de átomos 
ou sólidos iônicos. A ligação química, sendo a interação de pelo menos dois átomos, está intimamente ligada 
ao rearranjo da estrutura eletrônica, ou melhor, dos elétrons dos átomos dentro de uma nova substância. 
O potencial de ionização e a afinidade eletrônica são duas propriedades periódicas que ajudam a entender 
e compreender este tema tão atraente para vários campos tecnológicos. Existem três tipos principais de 
ligações químicas. São elas:
	 • ligação iônica;
	 • ligação covalente;
	 • ligação metálica. 
 Observação: A maioria das ligações, no entanto, não são 100% covalentes ou iônicas. A maioria apresenta 
características intermediárias. No entanto, é importante o conhecimento dos mecanismos de ligações “puras”, 
tanto iônicas quanto covalentes. 
Ligação iônica
 É a ligação eletrostática entre íons de cargas opostas, típica da união entre um metal e um ametal.
 Estruturas de Lewis dos átomos: A estrutura de Lewis para um átomo consiste em seu símbolo químico 
rodeado pelos elétrons de valência que neste livro serão representados por “•” ou “x”.
Exemplos:
Átomo Família N0 de elétrons de valência Estrutura de Lewis
Na 1A (1) 2 ) 8 ) 1 Na•
Ca 2A (2) 2 ) 8 ) 8 ) 2 Ca
Al 3A (13) 2 ) 8 ) 3 Al
O 6A (16) 2 ) 8 ) 6 O
Cl 7A (17) 2 ) 8 ) 7 Cl
 
 
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Ligações Químicas – Capítulo III 55
 Estruturas de Lewis para os íons monoatômicos: Representam a quantidade de elétrons do íon (na 
camada de valência) em torno do símbolo do átomo e também a carga assumida pela espécie. Na tabela a 
seguir, daremos alguns exemplos:
Átomo Família Íon formado Estrutura de Lewis
Na 1A (1) Na+ Na+
Ca 2A (2) Ca2+ Ca2+
Al 3A (13) Al3+ Al 3+
O 6A (16) O2- O[ [
2–
Cl 7A (17) Cl– Cl[ [
–
 Estruturas de Lewis para os compostos iônicos: Para os compostos iônicos, a estrutura de Lewis 
consiste em uma combinação das estruturas dos íons individuais. Assim, a estrutura do sal NaCl (cloreto de 
sódio) é:
Cl[ [
–Na +
 A notação indica que a relação entre os íons é 1:1. A fórmula dos compostos iônicos pode ser prevista, na 
maior parte dos casos, pela regra do octeto.
 Regra do octeto: os elementos em uma ligação química apresentam estabilidade eletrônica quando 
tiverem oito elétrons na sua última camada (camada de valência). Reproduzirem a eletrosfera do gás nobre 
mais próximo (oito ou dois elétrons no último nível).
 Exceções à regra do octeto: Não são todos os casos de ligações químicas em que a regra do octeto é 
respeitada. Este fato pode ser analisado principalmente para elementos a partir do terceiro período 
(sobretudo ametais). Estes elementos apresentam uma expansão eletrônica, a partir da utilização de 
orbitais d desocupados, permitindo a acomodação de um número superior a oito elétrons. 
 
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Ligações Químicas – Capítulo III56
 Exemplo I: Estudando a ligação iônica entre o átomo de sódio e o átomo de oxigênio: 
Na Na+ + le–
O[ [ + 2e– O[ [2–
 A formação do composto pode ser mostrada como:
Na
O[ [
Na
1
4
4
2
4
4
3
1
4
4
2
4
4
3
Na+
Na+
[ [O
2–
 A estrutura de Lewis para o composto (Na2O) será dada como:
2[Na+] O[ [2–
 Exemplo II: Estudando a ligação entre o átomo de alumínio e o átomo de oxigênio,
 (Al2O3), teremos a seguinte estrutura de Lewis: 
2 Al3+ 3 O[ [2–
 Ligação covalente: Na ligação covalente, de acordo com o seu mecanismo, não existe a formação de íons, 
mas um processo de compartilhamento de elétrons entre os participantes da ligação. A ligação é magnética, 
e não eletrostática.
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Ligações Químicas – Capítulo III 57
 Estruturas de Lewis para ligação covalente: A ligação covalente ocorre por compartilhamento de pares 
eletrônicos entre dois átomos e pode ser representada por meio de estruturas de Lewis. A formação de 
moléculas de H2 a partir de dois átomos de hidrogênio pode ser mostrada da seguinte maneira:
H
Átomos de hidrogênio.
Cada átomp apresenta 1
elétron na camada de 
valência.
Molécula de hidrogênio. Formada 
pelo compartilhamento de 
elétrons dos átomos participantes.H H
H
 Na ligação covalente, deve-se em primeiro lugar escrever a estrutura de Lewis para os átomos participantes 
e em seguida prever quais os pares de elétrons que serão compartilhados de maneira a haver estabilidade 
eletrônica para todos os participantes.
 Exemplo I: Estrutura de Lewis para a molécula de CH4. 
 Na molécula de metano, temos o carbono, como átomo central, do grupo 4A (14), que apresenta quatro 
elétrons em sua camada de valência e quatro átomos de Hidrogênio, grupo 1A (1), que apresenta apenas 1 
elétron em sua última camada. 
H
HH
H
Pares de 
elétrons
compartilhados
C
 
 
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Ligações Químicas – Capítulo III58
Observações sobre o átomo central: 
 1. Quando um elemento está presente como um único átomo, ele normalmente é o átomo central;
 2. Átomos dos grupos 2A (2), 3A (13), 4A (14), e 5A (15) provavelmente serão átomos centrais. 
No tetracloreto de carbono, temos o átomo de carbono (grupo 14) e o átomo de cloro (grupo 17).
 3. Estrutura eletrônica do tetracloreto de carbono:
C ClCl
Cl
Cl
1
4
4
2
4
4
3
Todos os 
átomos 
apresentam 
8 elétrons na 
camada de 
valência.
 Ligações múltiplas: Dois átomos podem compartilhar mais de um par de elétrons. Uma ligação com dois pares de elétrons é denominada 
ligação dupla e com três pares de ligação tripla. Exemplo: Molécula de C2H4. C (grupo 4A ou 14) e H (grupo 1A ou 1).
HH
H C C H
Ligação dupla
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Ligações Químicas – Capítulo III 59
 Ligações covalentes normal e coordenada: Para reconhecer a proveniência dos elétrons na estrutura 
de Lewis, muitas vezes usa-se “o” ou “C” no lugar dos pontos. Na estrutura da amônia, podem-se representar 
os pontos por:
H
H N H
Elétrons do N = o
Elétrons do H = x
x
o
x
o
x o
o o
 Observação: Os elétrons do nitrogênio, de fato, não são diferentes dos elétrons do hidrogênio. Representá-los por 
desenhos diferentes tem apenas finalidade didática.
 Uma ligação do tipo N–H na amônia, onde cada átomo contribui com um elétron do par compartilhado, é 
denominada ligação covalente normal. No íon amônio, NH4+, temos:
H
H N H
x o
o o
x
o
x
o
H
Par de 
elétron é 
proveniente 
do 
nitrogênio.
Elétrons do N = o
Elétrons do H = x
+
 
 No exemplo acima há uma ligação coordenada. Esta ligação indica que o par de elétrons que efetua a 
ligação com o quarto hidrogênio é proveniente do nitrogênio.
 Representação das fórmulas estruturais: As ligações covalentes (par de elétrons participantes) são 
representadas por traços. Observe as fórmulas de Lewis e estrutural de um mesmo composto. 
 Exemplo I: Ácido clorídrico (HCl) – apresenta uma ligação covalente
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Ligações Químicas – Capítulo III60
Fórmula estrutural
H Cl H Cl
Fórmula de Lewis
 Exemplo II: Metano (CH4) – apresenta quatro ligações covalentes.
H C
H
H
H
Fórmula estrutural
H
H
H
H
C
Fórmula de Lewis
 Exceções à regra do octeto: A regra do octeto explica a valência de elementos e as estruturas de muitos 
compostos. Carbono, nitrogênio e flúor obedecem rigorosamente “a regra do octeto”, desde que haja elétrons 
suficientes e disponíveis para isso. Entretanto, átomos como o fósforo, enxofre, cloro e outros não metais, 
a partir do terceiro período, podem acomodar mais do que oito elétrons em suas camadas de valência. 
(RUSSELL, J. B.; 2011).
 Camadas de valência expandidas: Seguindo a regra do octeto, nas ligações a configuração de camada 
de valência de gás nobre ns2np6. Entretanto, um átomo central com orbitais “d” vazios pode acomodar 10, 12 
ou até mais elétrons. Estes elétrons, localizados na camada expandida,podem estar presentes como pares 
isolados ou podem ser usados pelo átomo central para fazer ligações adicionais. As camadas expandidas 
estão presentes nos ametais a partir do período 3. Além da presença de orbitais “d” nestes compostos, um 
outro fator é o tamanho do átomo. Eles são maiores, o que permite uma acomodação de mais átomos ligantes 
ao seu redor. (RUSSELL, J. B.; 2011).
 Exemplo I: Fósforo
 1. O composto PCl3 apresenta 8 elétrons ao redor do fósforo (atende à regra do octeto).
P
Cl
Cl Cl
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Ligações Químicas – Capítulo III 61
 2. O composto PCl5 apresenta 10 elétrons ao redor de seu átomo central.
P
Cl
ClCl
ClCl
 Outro átomo importante, que podemos dar como exemplo e que serve com a mesma situação que 
o fósforo, apresentando camada expandida, é o enxofre (S). Compostos como o SF4, o íon SO4-2 e o H2SO4 
apresentam o átomo de enxofre com a camada expandida, podendo com isso acomodar mais do que oito 
elétrons. (RUSSELL, J. B.; 2011).
 Fórmulas estruturais de ácidos oxigenados (oxiácidos): Estes ácidos apresentam oxigênio em 
sua formulação, além do hidrogênio ácido e de um átomo central. Os átomos de hidrogênio estão ligados 
diretamente ao oxigênio por apenas uma única ligação (ligação covalente simples). Os de oxigênio, por sua 
vez, apresentam-se todos ligados ao átomo central.
 Exemplo I: Ácido Sulfuroso 
O H
O = S
O H
 Exemplo II: Ácido fosfórico 
H O P O H
O
O
H
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Ligações Químicas – Capítulo III62
Ligação Metálica
 Trata-se de um tipo de ligação muito particular, constituída por elétrons semi-livres, que ficam entre os 
cátions dos metais. É conhecida como mar, ou gás ou nuvem de elétrons. 
 A ligação metálica explica algumas propriedades dos metais, tais como:
	 • elevada condutividade elétrica;
	 • elevada condutividade térmica;
	 • plasticidade a frio, ou seja, capacidade de sofrer deformação permanente (ou plástica), sem se 
romper;
 • pode também ser formada por mais de um elemento químico, como por exemplo: bronze 
(Cu + Sn); latão (Cu + Zn);
	 • maleabilidade e
	 • ductilidade e outras propriedades dos metais.
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Ligações Químicas – Capítulo III 63
Exercício – Fixação
01. (UERJ – 1998) 
As fotocélulas são dispositivos largamente empregados para acender lâmpadas, abrir portas, tocar campainhas 
etc. O seu mecanismo baseia-se no chamado “efeito fotoelétrico”, que é facilitado quando se usam metais com 
energia de ionização baixa. Os metais que podem ser empregados para esse fim são: sódio, potássio, rubídio 
e césio.
a) De acordo com o texto acima, cite o metal mais eficiente para fabricação das fotocélulas, indicando 
o nome da família a que ele pertence, de acordo com a Tabela de Classificação Periódica.
b) Escreva a fórmula mínima e o nome do composto formado pelo ânion O2- e o cátion potássio.
02. (UFRJ – 1994) 
Os elementos químicos que apresentam a última camada eletrônica incompleta podem alcançar uma 
estrutura mais estável unindo-se uns aos outros.
a) De que forma se podem ligar dois átomos que precisem ganhar elétrons?
b) Dois elementos situam-se: um no segundo período e sub-grupo 4A (4); e o outro, no terceiro 
período e subgrupo 7A (17) da tabela periódica. Qual será a fórmula provável do composto por 
eles formado? 
03. (UFRJ) 
Baseado na localização dos elementos da tabela periódica, o químico pode correlacionar os dados referentes 
aos elementos e predizer logicamente propriedades e reações.
a) O elemento que é um metal alcalino-terroso e tem a maior eletronegatividade de seu grupo;
b) O elemento que forma composto iônico com os elementos do grupo 1A (I) com fórmula X2Y e tem 
o menor raio atômico de seu grupo.
04. (UFRRJ – 2003) 
O carbono apresenta diferentes formas cristalinas alotrópicas. O diamante, de ocorrência natural rara, tem 
a mesma estrutura cristalina do silício e do germânio, os quais podem ser empregados na fabricação de 
dispositivos semicondutores. Recentemente, foi descoberto como produzir diamante com pureza suficiente 
para, também, ser utilizado na fabricação de semicondutores.
a) Identifique, entre os três elementos químicos mencionados, aquele que pertence ao terceiro 
período da tabela periódica. Escreva seu símbolo e o número total de elétrons do seu nível 
energético.
b) Também existem substâncias compostas com propriedades semicondutoras, como, por exemplo, 
SiC. Identifique o caráter da ligação química presente nessa substância, justificando a sua resposta 
com base nos valores de eletronegatividade.
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Ligações Químicas – Capítulo III64
05. (UFRJ – 1992) 
Observe o esboço da tabela periódica:
D
A
C
B
a) Qual a fórmula molecular da substância resultante da ligação de A com C?
b) Identifique o tipo de ligação química presente na molécula do composto formado por D e B. 
Justifique sua resposta.
 
06. (UFRJ – 1997) 
O gráfico abaixo relaciona valores da eletronegatividade com o número atômico para elementos hipotéticos 
A, B e C.
A
B
C
10 20
4
3
2
1
a) Com base na tabela periódica anexa a prova, identifique o elemento A.
b) Identifique a substância resultante da ligação B com C.
07. (ITA – 1999) 
Das substâncias abaixo relacionadas, qual delas, no estado sólido, NÃO apresenta ligações químicas 
intramoleculares do tipo covalente?
a) Iodo
b) Silício
c) Prata
d) Naftaleno
e) Lauril-sulfato de sódio (detergente de uso doméstico)
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Ligações Químicas – Capítulo III 65
08. (UFRJ – 1992) 
Entre os gases poluentes que compõem a atmosfera das grandes cidades, destaca-se o anidrido sulfúrico 
(SO3 ). Ele se combina facilmente com a água, formando um ácido muito forte, que se precipita na forma de 
“chuva ácida”.
a) Escreva a equação química da reação do anidrido sulfúrico com a água;
b) Identifique o tipo de ligação química presente na molécula do anidrido sulfúrico. Justifique sua 
resposta.
09. (ITA – 1991) 
Em relação à molécula esquematizada abaixo, são feitas as seguintes afirmações:
H-C1=C2-C3-H
-
H
-
H
-
H
-
H
I. Entre os átomos de carbono 1 e 2 existe uma ligação sigma.
II. Entre os átomos de carbono 1 e 2 existe uma ligação pi.
III. Entre os átomos de carbono 1 e 2 existem duas ligações sigma.
IV. Entre os átomos de carbono 1 e 2 existem duas ligações pi.
V. Todas as ligações entre os átomos de carbono e hidrogênio são ligações sigma.
Dentre as afirmações feitas estão CORRETAS apenas:
a) I e II.
b) I e III.
c) I, II e V.
d) I, III e V.
e) II, IV e V.
10. (UFRJ – 1998) 
O elemento cloro apresenta dois isótopos mais abundantes na natureza, um com 18 nêutrons e o outro com 
20 nêutrons. 
a) Determine os números de massa desses dois isótopos do cloro. 
b) Selecione, na tabela periódica, o metal mais eletronegativo que pertence ao mesmo período que 
o cloro. Escreva a fórmula química e o nome do composto formado pelo cloro e por esse metal. 
11. (UFF – 2005) 
O leite materno é um alimento rico em substâncias orgânicas, tais como proteínas, gorduras e açúcares, 
e substâncias minerais como, por exemplo, o fosfato de cálcio. Esses compostos orgânicos têm como 
característica principal as ligações covalentes na formação de suas moléculas, enquanto o mineral apresenta 
também ligação iônica. Assinale a alternativa que apresenta corretamente os conceitos de ligações covalente 
e iônica, respectivamente.
a) A ligação covalente só ocorre nos compostos orgânicos.
b) A ligação covalente se faz por transferência de elétrons e a ligação iônica pelo compartilhamento 
de elétrons com spins opostos.
c) A ligação covalente se faz por atração de cargas entre átomos e a ligação iônica por separação de cargas.
d) A ligação covalente se faz por união de átomos em moléculas e a ligação iônica por união de 
átomos em complexos químicos.
e) A ligação covalente se faz pelo compartilhamento de elétrons e a ligação iônica por transferência 
de elétrons. 
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Ligações Químicas– Capítulo III66
12. (UFF – 1998) 
Com base nas diferenças de eletronegatividade apresentadas no quadro seguinte classifique as ligações 
conforme sejam iônicas, covalentes polares ou covalentes apolares, justifique sua classificação:
Elemento químico Eletronegatividade
Rb 0,8
Al 1,5
H 2,1
Cl 3,0
N 3,0
F 4,0
a) ligação Al – F no fluoreto de alumínio.
b) ligação H – Cl no ácido clorídrico.
c) ligação N – Cl no cloreto de nitrogênio.
d) ligação Rb – Cl no cloreto de rubídio.
13. (ITA – 1994) 
Qual das opções abaixo apresenta a COMPARAÇÃO CORRETA para a porcentagem do caráter iônico das 
ligações nas substâncias, todas no estado gasoso?
a) NaCl > FeCl3 > PCl3
b) HCl > Cl2 > ClBr
c) HCl > NaCl > ClBr
d) SiCl4 > FeCl3 > MgCl2
e) Na2S > NaCl > PCl3
14. (UERJ - 1997) 
Apesar da posição contrária de alguns ortodontistas, está sendo lançada no mercado internacional a “chupeta 
anticárie”. Ela contém flúor, um já consagrado agente anticárie, e xylitol, um açúcar que não provoca cárie e 
estimula a sucção do bebê. Considerando que o flúor utilizado para esse fim aparece na forma de fluoreto de 
sódio, a ligação química existente entre o sódio e flúor é denominada:
a) iônica
b) metálica
c) dipolo-dipolo
d) covalente polar
15. (UFRJ – 1997) 
Os elementos do 4o período da tabela periódica são aqueles que apresentam elétrons distribuídos pelos 
quatro primeiros níveis de energia.
a) Apresente a fórmula e o nome do composto iônico formado pelos elementos de maior e de menor 
eletronegatividade desse período.
b) Os três metais do grupo 8B desse período apresentam propriedades magnéticas. Tal fato está 
relacionado à presença de elétrons desemparelhados em suas distribuições eletrônicas. Selecione 
o metal de menor massa atômica dentre esses três e faça sua distribuição eletrônica.
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Ligações Químicas – Capítulo III 67
16. (UFRJ – 1993) 
O mercúrio, que devido ao uso em garimpos de ouro ameaça de contaminação grandes extensões do Pantanal 
Matogrossense, foi um dos primeiros metais isolados pelo homem. Os egípcios antigos o obtiveram mediante 
o ustulação (aquecimento em corrente de ar) de seu principal mineral, o cinábrio (sulfeto de mercúrio. HgS).
Mineral e carvão
Vapor de Hg e
gás residual
Gás residual
Aparelho moderno
de ustulação
Água de 
refrigeração
Coletores de
mercúrio
Entrada
de ar
Mineral
residual
a) Qual é o gás liberado no ustulador que resulta da reação do cinábrio como o oxigênio?
b) Defina o tipo de ligação química entre o mercúrio e o enxofre no cinábrio (HgS). Justifique sua resposta.
17. (UFRRJ – 2006) 
Através do modelo atômico de Bohr, é possível explicar a cor dos fogos de artifício. Quando a pólvora explode, 
a energia excita os elétrons dos átomos presentes a níveis de energia mais altos, e estes, quando retornam aos 
níveis de menor energia, liberam luz colorida. Para fogos de cor verde, utiliza-se um sal de bário (Ba), já para 
os de cor amarela, um sal de sódio (Na).
a) Com base na configuração eletrônica desses elementos no estado fundamental, explique suas 
respectivas localizações na tabela periódica.
b) Que tipo de ligação esses elementos estabelecem com os halogênios, e qual a estrutura eletrônica 
do composto resultante da ligação entre o sódio (Na) e bromo (Br)?
18. (UFRRJ – 2006) 
Fornecida a posição na tabela periódica de cinco elementos X, Y, Z, V e T.
Elemento Grupo Período
X 17 2
Y 18 2
Z 1 6
V 1 3
T 18 4
a) Identifique cada um dos elementos e indique qual deles possui o primeiro potencial de ionização 
mais alto. (Primeiro potencial de ionização: energia mínima necessária para se arrancar um 
elétron de um átomo que se encontra no estado fundamental e gasoso).
b) Uma vez identificados os elementos, represente as substâncias possíveis de serem formadas 
através da ligação entre eles, bem como o(s) tipo(s) de ligações envolvidas.
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Ligações Químicas – Capítulo III68
19. (UFRJ – 2007) 
QUANTA (Gilberto Gil)
“Fragmento infinitésimo
Quase apenas mental
Quantum granulado no mel
Quantum ondulado do sal
Mel de urânio, sal de rádio
Qualquer coisa quase ideal”
Com base na Tabela Periódica fornecida no final da prova, escreva a fórmula do sal formado pelo halogênio 
mais eletronegativo e o metal alcalino terroso citado por Gilberto Gil na letra de Quanta, indicando o tipo de 
ligação química do sal formado. 
20. (UFRJ – 2005) 
Fogos de artifício são muito utilizados em grandes eventos ao ar livre. Para que os fogos produzam os efeitos 
de som, luz, cor e forma planejados, é necessária uma seleção precisa dos produtos químicos que serão 
utilizados. Alguns produtos químicos, tais como liga de ferrotitânio, benzoato de sódio, hexacloroetano e 
cloreto de cálcio, podem ser utilizados para obter efeitos especiais em fogos de artifício. A tabela a seguir 
fornece informações relativas à natureza das ligações químicas presentes nesses quatro produtos:
Produto químico Natureza das ligações químicas Efeito
A somente iônica estrelas de cor laranja
B somente covalente fumaça
C Metálica centelhas branco - amareladas
D covalente / iônica assovio
Identifique os produtos químicos A, B, C e D. 
21. (UERJ – 1997) 
Água e etanol são dois líquidos miscíveis em quaisquer proporções devido a ligações intermoleculares, 
denominadas:
a) iônicas
b) pontes de hidrogênio
c) covalentes coordenadas
d) dipolo induzido – dipolo induzido
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Ligações Químicas – Capítulo III 69
22. (UERJ – 1999) 
O experimento abaixo mostra o desvio ocorrido em um filete de água quando esta é escoada através de um 
tubo capilar.
pipeta com água
filete de água
Bastão eletrizado
positivamente
becher
Considerando suas ligações interatômicas e suas forças intermoleculares, a propriedade da água que justifica 
a ocorrência do fenômeno consiste em:
a) ser um composto iônico
b) possuir moléculas polares
c) ter ligações covalentes apolares
d) apresentar interações de Van der Waals
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Ligações Químicas – Capítulo III70
Exercício – Medicina
01. (Souza Marques – 2011 – Primeiro semestre)
Desastres naturais deixam ao menos 138 mortos na Indonésia
Um terremoto seguido de Tsunami deixou ao menos 138 pessoas mortas e centenas desaparecidas na costa 
oeste do país. O tremor de 7,7 graus de magnitude atingiu a região das ilhas Mentawai, ao oeste de Sumatra. 
Também nesta terça-feira, o vulcão Monte Merapi entrou em erupção na Indonésia, causou e deixou pelo 
menos 28 mortes.
Apesar de terem sido responsáveis por tragédias terríveis ao longo da história da humanidade, as erupções 
vulcânicas também trouxeram enormes benefícios. Elas determinaram a existência de uma apreciável 
quantidade de jazidas de minérios constituídos de sulfetos metálicos como ZnS, HgS, CuS e PbS, de amplo 
emprego industrial. Sobre os sulfetos citados, é correto afirmar que:
a) o de mercúrio é de maior caráter iônico;
b) o de zinco é de maior caráter iônico;
c) o de chumbo tem caráter iônico maior que o de cobre;
d) o de cobre é de menor caráter iônico;
e) o de zinco tem caráter iônico menor que o de mercúrio.
02. (Unigranrio – 2011 – Primeiro etapa) 
A fórmula do composto e o tipo de ligação que ocorre quando se combinam átomos dos elementos químicos 
Ba (Z = 56) e Cl (Z = 17) são respectivamente:
a) Ba3Cl2 e dativa
b) BaCl2 e iônica
c) Ba2Cl2 e covalente normal
d) Ba2Cl e covalente normal
e) BaCl e covalente iônica
03. (Unigranrio – 2014 – Primeira etapa) 
O estudo das estruturas moleculares dos compostos orgânicos e seus grupos funcionais, bem como suas 
interações intermoleculares permitidas, podem fornecer uma boa estimativa da solubilidade destas 
substâncias em diversos solventes, tais como água, álcoois e hidrocarbonetos. Os α-aminoácidos são 
especialmente importantes por formarem proteínas através de ligações peptídicas. Com base nas estruturas 
moleculares dos α-aminoácidos abaixo, qual deverá apresentar menor hidrofilia, isto é, menor taxa de 
solubilidade em água?
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICALigações Químicas – Capítulo III 71
HS
NH2
OH
O
L-cisteína
O
OH
NH2
L-ácido aminobutirico
NH2
O
OHHO
O
OH
NH2
L-serinaL-serina L-norleucina
O
OHH2N
NH2
L-omitina
a) L-cisteína
b) L-ácidoaminobutírico
c) L-serina
d) L-norleucina
e) L-ornitina
04. (Estácio de Sá – 2008) 
Dentre as emissões antropogênicas, o gás carbônico (CO2) é um dos mais importantes, pois, em grandes 
quantidades, contribui significativamente para acentuar o efeito estufa. O Brasil, por exemplo, emite, 
anualmente, cerca de 250 milhões de toneladas de gás carbônico para a atmosfera, o que corresponde a 1,1% 
do total mundial.
O gás carbônico é formado por quatro ligações químicas entre os átomos, formando ângulo de 180°. Com 
base nessas informações, podemos afirmar que:
a) As ligações são iônicas e covalentes de forma alternada;
b) As ligações entre carbono e oxigênio são apolares;
c) Os oxigênios se ligam com ligações covalentes iônicas;
d) A molécula de CO2 tem conformação tetraédrica;
e) O ângulo de 180° confere linearidade e apolaridade a molécula de CO2.
05. (EMERSCAM – 2013 – segundo semestre) 
Óxido de cálcio (CaO), dióxido de enxofre (SO2) e óxido de zinco (ZnO) são substâncias que podem estar 
associadas, ao tratamento de água e desinfecção de resíduos orgânicos, à poluição atmosférica e à obtenção 
de materiais cerâmicos utilizados em próteses. Essas substâncias têm características físicas e químicas 
marcantemente diferentes. Considere as propriedades periódicas e a natureza das ligações químicas 
presentes nas substâncias e sua relação com as propriedades dos materiais ao responder cada item abaixo.
a) Apresente as fórmulas dos óxidos citados acima em ordem crescente da diferença de 
eletronegatividade na ligação E-O (onde E = Ca, S ou Zn). 
b) Apresente as fórmulas dos óxidos citados acima em ordem crescente de caráter iônico da ligação 
E–O (onde E = Ca, S ou Zn).
c) Apresente as fórmulas dos óxidos citados acima em ordem crescente de ponto de fusão.
d) Apresente as fórmulas dos óxidos citados acima em ordem crescente de acidez em meio aquoso.
e) Qual dessas substâncias pode reagir tanto com HCl quanto com NaOH?
06. (Vassouras – medicina – 2014 – segundo semestre) 
A queima completa de combustíveis fósseis e a decomposição de matérias orgânicas são responsáveis pela 
emissão de gás carbônico e gás metano, que causam sérios problemas ambientais, tais como o aquecimento 
global. As interações entre as moléculas desses gases são denominadas:
a) Ligação de hidrogênio
b) Covalente coordenada polar
c) Dipolo induzido – dipolo induzido
d) Dipolo permanente – dipolo permanente
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Ligações Químicas – Capítulo III72
07. (Vassouras – medicina – 2013 – Primeiro semestre) 
A urina é uma solução aquosa por meio da qual se elimina a ureia, um composto que possui a seguinte fórmula 
estrutural:
H2N NH2
C
O
A solubilidade da ureia na urina resulta da seguinte força intermolecular entre soluto e solvente:
a) Covalente polar
b) Dipolo-induzido
c) De van der Waals
d) Ligação de hidrogênio
08. (Vassouras – medicina – 2016 – primeiro semestre) 
Ao aproximar-se da superfície de Plutão, uma nave espacial coletou informações que levaram a descoberta de 
moléculas de água e de monóxido de carbono no estado sólido, em função das baixas temperaturas.
a) Escreva as fórmulas estruturais dessas moléculas.
b) Nomeie as forças intermoleculares presentes nas duas substâncias em seus respectivos estados 
sólidos.
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Ligações Químicas – Capítulo III 73
Gabarito – Fixação
01.
a)
 – Metais citados no texto: sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb) e césio (Cs).
 “Maior raio atômico → menor potencial de ionização”.
Considere a tabela a seguir:
Elemento Número atômico (Z) Distribuição eletrônica por níveis
Sódio (Na) 11 2 ) 8 ) 1
Potássio (K) 19 2 ) 8 ) 8 ) 1
Rubídio (Rb) 37 2 ) 8 ) 18 ) 8 ) 1
Césio (Cs) 55 2 ) 8 ) 18 ) 18 ) 8 ) 1
– Ordem crescente de raio atômico: Na < K < Rb < Cs.
– “Maior raio atômico → elemento químico Césio (Cs) → menor potencial de ionização”.
b) 
– Determinação da fórmula mínima do composto formado pelo ânion O2– e o cátion potássio (K+):
K+ e O2– ↔ K2O (óxido de potássio).
02.
a) 
 Por ligação do tipo covalente (compartilhamento de elétrons). 
b)
 – Determinação da Fórmula molecular: Através da tabela periódica, temos:
 – Elemento químico situado no segundo período e sub-grupo 4A (4) = Carbono. 
 – Elemento químico situado no terceiro período e sub-grupo 7A (17) = Cloro
 – Íons: C+4 e Cl-1.
 – Fórmula molecular: CCl4 (Tetracloreto de carbono).
03.
a) 
 Sabendo que a eletronegatividade é uma propriedade periódica que refere-se a força de atração 
exercida sobre elétrons de uma ligação. Quanto menor o raio atômico, maior a força de atração 
que o núcleo do átomo exerce sobre seus elétrons. Logo, o metal alcalino-terroso (grupo 2) que 
apresenta menor raio atômico trata-se do Berílio (Be), então apresenta a maior eletronegatividade. 
b) 
 – Determinação da Fórmula molecular: X2Y (metal + ametal = ligação química do tipo iônica). 
 – Íons: X+1 e Y–2.
 – Elemento químico X (grupo 1; metal)
 – Elemento químico Y (grupo 16; ametal). O elemento químico de menor raio atômico do grupo 
16 trata-se do oxigênio (O).
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Ligações Químicas – Capítulo III74
04.
a)
 Os três elementos químicos mencionados no item a) são os seguintes: Carbono (C), Silício (Si) 
e Germânio (Ge). O elemento químico que pertence ao terceiro período da tabela periódica é o 
Silício (Si).
 – Distribuição eletrônica por nível do elemento silício: 14Si = 2) 8) 4.
 – Número de elétrons no nível mais energético: 4 (quatro elétrons).
b)
 Através da tabela periódica, tem as seguintes informações:
 – Eletronegatividade do elemento Silício = 1,8
 – Eletronegatividade do elemento Carbono = 2,5
 – Cálculo da variação de eletronegatividade: ΔE = 2,5 – 1,8 = 0,7. Para uma variação de 
eletronegatividade menor que 1,7 (ΔE < 1,7), trata-se de uma ligação química do tipo covalente.
05.
a)
 Elemento químico A (Z = 13; metal) = alumínio (Al)
 Elemento químico C (Z = 8; ametal) = Oxigênio (O)
 Fórmula química: A+3 e C-2 = A2C3 (Al2O3).
b)
 Elemento químico B (Z = 17; ametal) = Cloro
 Elemento químico D (Z = 20; metal) = Cálcio
 – Determinação da fórmula molecular: Metal + ametal = ligação química do tipo iônica, pelo fato 
da variação de eletronegatividade ser maior que 1,7 (ΔE > 1,7).
 Íons: D+2 e B–1.
 Fórmula química: DB2 (CaCl2, cloreto de cálcio).
06.
a) 
 Através do gráfico, observa-se que o elemento químico A apresenta eletronegatividade igual a 3,5 
e número atômico igual a 8. Logo trata-se do elemento oxigênio (16O8). 
b)
 Elemento químico B (Z = 17 e eletronegatividade = 3) = Cloro
 Elemento químico C (Z = 20 e eletronegatividade = 1) = Cálcio
 – Cálculo da variação de eletronegatividade: ΔE = 3 – 1 = 2 
 Para uma variação de eletronegatividade maior que 1,7 (ΔE > 1,7), trata-se de uma ligação química 
do tipo iônica.
 Íons: B-1 e C+2
 Fórmula química: CB2 (CaCl2, cloreto de cálcio).
07. C.
A prata (Ag), pelo fato de apresentar propriedades de ligações metálicas.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Ligações Químicas – Capítulo III 75
08.
a)
 Óxido ácido + água → ácido.
 Equação química balanceada: SO3 + H2O → H2SO4
b)
 Ligações covalentes visto que a diferença de eletronegatividade (ΔE < 1,7) entre oxigênio e 
enxofre é menor que 1,7. 
 – Analisando o tipo de ligação para o anidrido sulfúrico: SO3
	 •	 Eletronegatividade do átomo de oxigênio = 3,5.
	 • Eletronegatividade do átomo de enxofre = 2,5.
 – Cálculo da variação de eletronegatividade: ΔE = 3,5 – 2,5 = 1,0.
09. C.
Item I – Verdadeiro;
Item II – Verdadeiro;
Item III e IV – Falso. Entre o carbono 1 e 2 há uma ligação sigma e uma ligação pi.
Item V – Verdadeiro.
10.
a) 
 35Cl e 37Cl.
 Sabendo que o numero atômico do elemento cloro é iguala a 17. Então:
 Cl17 → Para um número de nêutrons igual a 18, o número de massa será: A = p+ + n° = 17 + 18 = 35. 
 Cl17→ Para um número denêutrons igual a 20, o número de massa será: A = p+ + n° = 17 + 20 = 37.
b) 
 O elemento metálico mais eletronegativo que pertence ao mesmo período que o cloro, trata-se do 
alumínio (Al).
 – Determinação da fórmula molecular: Al+3 Cl– → AlCl3.
11. E.
12.
a)	 D = 2,5 > 1,7, ligação do tipo iônica;
b)	 D = 0,9 < 1,7, ligação do tipo covalente polar;
c)	 D = zero, ligação do tipo covalente apolar;
d)	 D = 2,2 > 1,7, ligação do tipo iônica.
13. A.
Calculando a variação de eletronegatividade para cada item da questão.
Analisando o item a) CORRETO.
NaCl → ΔEn = 3,0 – 0,9 = 2,1
FeCl3 → ΔEn = 3,0 – 1,8 = 1,2
PCl3 → ΔEn = 3,0 – 2,1 = 0,9
NaCl > FeCl3 > PCl3
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Ligações Químicas – Capítulo III76
Analisando o item b) INCORRETO.
HCl → ΔEn = 3,0 – 2,1 = 0,9
Cl2 → ΔEn = 3,0 – 3,0 = 0
ClBr → ΔEn = 3,0 – 2,8 = 0,2
HCl > ClBr > Cl2
Analisando o item c) INCORRETO.
HCl → ΔEn = 3,0 – 2,1 = 0,9
NaCl → ΔEn = 3,0 – 0,9 = 2,1
ClBr → ΔEn = 3,0 – 2,8 = 0,2
NaCl > HCl > ClBr
Analisando o item d) INCORRETO.
SiCl4 → ΔEn = 3,0 – 1,8 = 0,3
FeCl3 → ΔEn = 3,0 – 1,8 = 1,2
MgCl2 → ΔEn = 3,0 – 1,2 = 1,8
MgCl2> FeCl3> SiCl4
Analisando o item e) INCORRETO.
Na2S → ΔEn = 2,5 – 0,9 = 1,6
NaCl → ΔEn = 3,0 – 0,9 = 2,1
PCl3 → ΔEn = 3,0 – 2,1 = 0,9
NaCl> Na2S> PCl3
14. A.
– Cálculo da variação de eletronegatividade entre os elementos químicos sódio e flúor: 
Na (sódio): eletronegatividade = 0.90.
F (Flúor): eletronegatividade = 4,0.
NaF Fluoreto de sódio): ΔEn = 4,0 – 0,9 = 3,1
Para uma variação de eletronegatividade maior que 1,7, a ligação química entre o sódio e o flúor será do tipo 
iônica.
15.
a) 
 – Elemento químico de maior eletronegatividade: Bromo (Br)
 – Elemento químico de menor eletronegatividade: Potássio (K)
 – Calculando a variação de eletronegatividade entre o elemento bromo e potássio: KBr → ΔEn = 
2,8 – 0,8 = 2,0
 – Fórmula molecular e nomenclatura do composto inorgânico formado: KBr → brometo de 
potássio
b) 
 – Elemento químico de menor massa atômica do grupo 8B: Ferro (Fe).
 – Distribuição eletrônica por subnível do elemento químico Ferro (Fe): 26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
4s2 3d6
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Ligações Químicas – Capítulo III 77
16.
a) HgS + O2 → Hg + SO2
b) Cálculo da variação de eletronegatividade do Sulfeto de mercúrio (HgS): ΔEn = 2,5 – 1,9 = 0,6. 
O sulfeto de mercúrio apresenta ligação covalente, por apresentar diferença de eletronegatividade 
menor que 1,7. 
17:
a) 
 137Ba56 – [Xe] 6s² = localiza-se no sexto (6º) período do grupo 2 da tabela periódica, ou ainda, no 
sexto (6º) período da família dos metais alcalinos terrosos, pois apresenta 6 níveis de energia e 
2 elétrons (s2) no último nível de energia.
 23Na11 – [Ne] 3s¹ = localiza-se no terceiro (3º) período do grupo 1 da tabela periódica, ou ainda, 
no terceiro (3º) período da família dos metais alcalinos, porque apresenta 3 níveis de energia e 
1 elétron (s1) no último nível de energia. 
b) 
 O Ba (bário) e o Na (sódio) estabelecem ligação iônica com os halogênios. A estrutura eletrônica 
resultante da ligação entre Na e Br é: Na+ Br- ; ou, ainda: 
Na+ Br –
18. Identificando os elementos químicos: X= F, Y = Ne, Z = Cs, V= Na, T= Kr.
a) O elemento que possui o primeiro potencial de ionização mais alto é o Ne (Neônio), gás nobre.
b) A ligação se realiza entre o halogênio e o metal, podendo formar as substâncias: NaF e CsF. A 
ligação envolvida na formação das substâncias NaF e CsF é iônica. Os elementos do grupo 18 
(gases nobres), muito pouco reativos, chegando a ser considerados inertes.
19. 
– Rádio = Ra
– Flúor = F
– Cálculo da variação de eletronegatividade: 
ΔEn = 4,0 – 0.9 = 3.1.
RaF2 = Ligação do tipo iônica.
20.
Produto químico A = cloreto de cálcio; 
Produto químico B = hexacloroetano;
Produto químico C = liga de ferro-titânio;
Produto químico D = benzoato de sódio.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Ligações Químicas – Capítulo III78
21. B.
Tanto a molécula de água quanto a molécula de etanol apresentam ligação do tipo hidrogênio, ou seja, o 
átomo de hidrogênio ligado de forma covalente ao F (Flúor), Oxigênio (O) ou Nitrogênio (N).
– Fórmula molecular do etanol: CH3 – CH2 – OH
– Fórmula molecular da água: H2O
22. B.
Eletronegatividade do H = 2,1
Eletronegatividade do O = 3,5
– Determinação da variação de eletronegatividade da molécula de água: ΔE = 3,5 – 2,1 = 1,4. Para uma variação 
de eletronegatividade menor que 1,7, trata-se de uma ligação covalente polar.
H H
O
(Acesso dia 25/12/2015, www.infoescola.com.br)
Para um momento dipolar diferente de zero, logo a molécula de água é uma molécula polar.
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Ligações Químicas – Capítulo III 79
Gabarito – Medicina
01. B.
Quanto maior a diferença de eletronegatividade maior será o caráter iônico do composto. Com o auxílio da 
tabela periódica foi obtido a eletronegatividade de cada elemento químico e com isso, foi calculado a diferença 
de eletronegatividade (ΔE). A tabela a seguir mostra a diferença de eletronegatividade entre os compostos. 
Elementos químicos Eletronegatividade Compostos ΔE
Zn 1,65 ZnS ΔE = 2,58 - 1,65 = 0.93.
Cu 1,90 CuS ΔE = 2,58 - 1,90 = 0.68.
Pb 2,33 PbS ΔE = 2,58 - 2,33 = 0.25.
Hg 2,00 HgS ΔE = 2,58 - 2,00 = 0,58.
S 2,58
Ordem crescente de caráter iônico: PbS < HgS < CuS < ZnS.
02. B.
Bário (Ba) = grupo 2 (IIA) = metal = tem a tendência de perder dois elétrons na sua camada de valência = Ba+2.
Cloro (Cl) = grupo 17 (VIIA) = ametal = tem a tendência de ganhar um elétron na sua camada de valência = Cl–1.
– Fórmula molecular = Ba+2 e Cl–1, BaCl2.
– Tipo de ligação = Metal + ametal = ligação do tipo iônica.
03. D.
Como regra de solubilidade, temos: “semelhante dissolve semelhante”.
Os ácidos carboxílicos apresentam uma parte polar e outra apolar.
C
O
POLAR
O H
RAPOLAR
Quanto maior for o tamanho da parte apolar, menor será a solubilidade em água da molécula.
As moléculas L-norleucina e L-ornitina apresentam as moléculas com maior número de átomos de carbono, 
porém a L-ornitina apresenta ainda um grupamento amino na extremidade o que aumenta a sua solubilidade.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Ligações Químicas – Capítulo III80
04. E.
O C O
18O°
– Analisando a molécula de gás carbônico: 
• Eletronegatividade do carbono: 2,5;
• Eletronegatividade do oxigênio: 3,5;
• Variação de eletronegatividade: ΔEn = 3,5 – 2,5 = 1,0. Para uma variação de eletronegatividade 
menor que 1,7; caracteriza uma ligação do tipo covalente polar; 
• Molécula linear, lembrando que o carbono apresenta hibridação sp, O O O;
• Molécula apolar (vetor dipolo resultante igual a zero).
O C O
– + –
O C O
µ					µ	
O C O
µ					µ	
µ		+		µ	 =	µr	
			µr	= 0
Fonte: alunosonline.com.br
05.
a)
 Selecionamos na tabela a seguir o elementos químicos citados na questão e suas respectivas 
eletronegatividades:
Elemento químico Eletronegatividade
Zn 1,65
Ca 1,0
S 2,5
O 3,5
 – Cálculo da variação de eletronegatividade dos óxidos:
Composto ΔE
ZnO ΔE = 3,50- 1,65 = 1,85.
CaO ΔE = 3,50 – 1,00 = 2,50.
SO2 ΔE = 3,50 – 2,50 = 1,00.
 – Ordem crescente de caráter iônico: SO2 < ZnO < CaO. 
b) Ordem crescente de caráter iônico: SO2 < ZnO < CaO. 
c) Quanto maior a variação de eletronegatividade, maior o ponto de fusão. Logo:
 Ordem crescente de ponto de fusão: SO2 < ZnO < CaO.
d) Ordem crescente de acidez em meio aquoso: CaO (óxido básico) < ZnO < SO2 (óxido ácido). 
e) O único composto que pode reagir com o ácido clorídrico e com o hidróxido de sódio é o óxido 
de zinco, pelo fato deste ser anfótero, ou seja, tanto pode reagir com um ácido forte quanto uma 
base forte.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Ligações Químicas – Capítulo III 81
06. C.
As forças dipolo induzido – dipolo induzido são de fraca intensidade e ocorrem entre moléculas apolares (H2, 
Cl2, F2, CO2, CH4) como também entre átomos de gás nobre.
07. D.
H2N NH2
C
O
Ligação de hidrogênio 
08.
a)
 – Fórmula estrutural da molécula de água: H – O – H 
 – Fórmula molecular do monóxido de carbono:C≡O
b)
– Ligação intermolecular da água: ligação hidrogênio
– Ligação intermolecular do monóxido de carbono: dipolo-dipolo.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Ligações Químicas – Capítulo III82