LIGAÇÕES QUÍMICAS

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UNIVERSIDADE LÚRIO 
Faculdade de Ciências de Saúde 
Curso: Licenciatura em farmácia 
Cadeira: Química Geral 
I Ano, I Semestre 
 
 
 
 
Ligações Químicas 
 
 
 
Discentes: Docente: 
1. Hamza Age Daudo Dr. Amuza Gramane 
2. Haua Gabriel 
3. Hélder Pedro Matilene 
4. Idalina Agostinho Aiuba 
5. Joaquim Bernardo Kabisa 
6. Joel José Maurício 
 
 
 
 
 
 
 
Nampula, outubro de 2021 
 
 
Sumário 
INTRODUÇÃO ................................................................................................ 1 
OBJECTIVOS ................................................................................................... 1 
METODOLOGIA ............................................................................................. 1 
LIGAÇÕES QUIMICAS ................................................................................... 2 
LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE ............................................... 3 
LIGAÇÃO COVALENTE ............................................................................. 6 
LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA OU COORDENADA ........................... 9 
LIGAÇÃO METÁLICA .............................................................................. 11 
CONCLUSÃO ................................................................................................ 13 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ............................................................. 14 
 
 
 
 
1 
 
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 elétrons, 
ou pelo compartilhamento de elétrons dos níveis de valência, essas diferentes maneiras 
de combinação dos átomos em Química chamamos de ligação química, que pode ser 
encontrada em três formas principais, a ligação iônica, a covalente e a metálica que por 
sua vez podem se subdividir de acordo com as necessidades dos compostos que serão 
formados depois da ligação. O presente trabalho acadêmico da Cadeira de Química Geral 
ira tratar das ligações químicas, os tipos de ligações, suas propriedades bem como os 
exemplos para cada tipo de ligação. 
Só nos resta convidar o carro leitor a essa viagem pelo mundo da química para 
conhecer a ligação química. 
 
OBJECTIVOS 
Objetivos Gerais: 
 Abordar os conteúdos relacionados com a ligação química. 
 
Objetivos específicos: 
Objetivos específicos 
 Definir a ligação química; 
 Identificar seus tipos; 
 Identificar os exemplos para cada tipo e; 
 Identificar alguns casos particulares. 
Metodologia 
A metodologia usada para a realização desse trabalho acadêmico foi a pesquisa de 
informações pela internet, e usando livros acadêmicos onde foi possível obter a maior 
parte dos conteúdos que podem ser encontrados no trabalho adquiridos na biblioteca da 
Faculdade e eletrônicos. 
 
 
2 
 
LIGAÇÕES QUIMICAS 
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 elétrons, 
ou pelo compartilhamento de elétrons dos níveis de valência. 
Alguns poucos elementos, como os da família dos gases nobres (família 0 ou 
VIIIA), aparecem na forma de átomos isolados. Esses elementos apresentam oito elétrons 
na camada de valência. O hélio (He) é a única exceção: ele 
apresenta apenas uma camada com dois elétrons. 
Em 1916, os cientistas Lewis e Kossel associaram esses 
dois fatos, ou seja, a tendência de elementos com oito elétrons na 
camada de valência aparecerem isoladamente, com a tendência que 
os elementos manifestam de perder, ganhar ou compartilhar 
elétrons. A partir dessa associação, propuseram uma teoria para 
explicar as ligações químicas entre os elementos: Essa teoria é 
aplicada principalmente para os elementos representativos (família 
A), sendo que os elementos de transição (família B) não seguem obrigatoriamente esse 
modelo. Embora existam muitas exceções 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. 
 
Teoria do Octeto: um grande número de átomos adquire estabilidade eletrônica 
quando apresenta oito elétrons na sua camada mais externa. 
 
Essa teoria é aplicada principalmente para os elementos representativos (família 
A), sendo que os elementos de transição (família B) não seguem obrigatoriamente esse 
modelo. Embora existam muitas exceções 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. 
As ligações químicas que serão apresentadas no nesta revisão bibliográfica são: 
1. Ligação Iônica; 2. Ligação Covalente; 
3. Ligação dativa; 4. Ligação Metálica. 
Gases nobres 
distribuição 
eletrônica do 
nível de valência 
2He —1 s2 
10Ne — 2 s2 2 p6 
18Ar — 3 s2 3 p6 
36Kr — 4 s2 4 p6 
54Xe — 5 s2 5 p6 
86Rn — 6 s2 6 p6 
 
 
 
3 
 
LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE 
Como o próprio nome indica, a ligação iônica ocorre entre íons, positivos (cátions) 
e negativos (ânions), e é caracterizada pela existência de forças de atração eletrostática 
entre os íons. 
A ligação iônica ocorre, então, entre elementos que apresentam tendências 
opostas, ou seja, é necessário que um dos átomos participantes da ligação possua a 
tendência de perder elétrons enquanto o outro, a de receber elétrons. 
Na maioria das vezes, os átomos que perdem elétrons são os metais das famílias 
IA, IIA e IIIA e os átomos que recebem elétrons são os ametais das famílias VA, VIA e 
VIIA. 
O hidrogênio (Z = 1) 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. 
Esquematicamente, a ligação iônica entre os átomos A e B, genéricos, pode ser 
assim representada: 
 
 A + e- B 
Tendência Ceder elétrons receber elétrons 
Classificação metais Ametais 
Semi-metais 
Hidrogênio 
Interação Atração eletrostática 
cátions ânions 
Tabela 01. Esquema das ligações iônicas. 
 
O exemplo mais representativo de uma ligação iônica é a formação do sal de 
cozinha (cloreto de sódio) a partir de átomos de sódio (Na) e de cloro (Cl). 
O átomo de sódio (Na) não é estável pela Teoria do Octeto, pois apresenta um 
elétron na camada de valência. Sua estabilidade eletrônica será atingida pela perda de um 
elétron, originando o íon Na+. Observe: 
 
 
 
23 
11Na perde 1 e- 
p = 11(+) 1s2 2s2 2p6 3s1 
n = 12 
e = 11(–) 
 
 
11 
23Na+ 
p = 11(+) 
n = 12 
e = 10(–) 
1s2 2s2 2p6 
 
 
 
4 
 
O átomo de cloro (Cl) não é estável pela Teoria do Octeto, pois apresenta sete elétrons na 
camada de valência. Sua estabilidade eletrônica será atingida pelo ganho de um elétron, 
originando o íon Cl–. Observe: 
 
 
 
 
 
Usando as representações de Lewis, temos: 
 
Na. [Na]� 
C� [Cl]� 
 
Após a formação dos íons (Na+ e Cl–) eletronicamente estáveis, ocorre uma 
interação eletrostática (cargas com sinal contrário se atraem): 
 
Na+ Cl- NaCl 
 
Outros exemplos de ligações iônicas: CaCl2, CsF, CsCl , CsBr…Os compostos assim formados são denominados compostos iônicos. Constituem 
estruturas eletricamente neutras. 
A interação entre os íons produz aglomerados com forma geométrica definida, 
denominados retículos cristalinos, característicos dos sólidos. 
A existência do retículo iônico determina as principais características desses 
compostos: 
a) Como apresentam forma definida, são sólidos nas condições ambientes 
(temperatura de 25 °C e pressão de 1 atm.). 
b) Os compostos iônicos apresentam elevadas temperatura de fusão e 
temperatura de ebulição. 
 
NaCl(s) NaCl(l) NaCl(g) 
 
 
35 
17Cl 
p = 17(+) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
n = 18 
e = 17(–) 
 
 
35 
17Cl- 
p = 17(+) 
n = 18 
e = 18(–) 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
Ganha 1 e- 
 
Temperatura 
de fusão 
(801 °C) 
Temperatura 
de ebulição 
(1413 °C) 
Perde 1 e- 
Ganha 1 e- 
 
 
5 
 
 
c) Quando submetidos a impacto, quebram facilmente, produzindo faces 
planas; são, portanto, duros e quebradiços. 
d) Apresentam condutibilidade elétrica quando dissolvidos em água ou 
quando puros no estado líquido (fundidos), devido à existência de íons com 
liberdade de movimento, que podem ser atraídos pelos eletrodos, fechando o 
circuito elétrico. 
e) Seu melhor solvente é a água. 
 
Alguns casos particulares 
Existem alguns metais que, quando perdem elétrons, originam cátions que não 
seguem a regra do octeto. Isso ocorre com os metais de transição. Um exemplo importante 
é o que ocorre com o ferro (Fe), que na natureza é encontrado formando compostos com 
carga 2+ e 3+. Observe: 
 
 
 
 
Na formação do Fe2+, os elétrons perdidos estavam situados no subnível 4s2 
(camada de valência). No caso do Fe3+, foram perdidos os elétrons do subnível 4s2 e mais 
um elétron do subnível 3d6. 
 
Determinação Das Fórmulas Dos Compostos Iônicos 
 
A fórmula correta de um composto iônico é aquela que mostra a mínima 
proporção entre os átomos que se ligam, de modo que se forme um sistema eletricamente 
neutro. Para que isso ocorra, é necessário que o número de elétrons cedidos pelos átomos 
de um elemento seja igual ao número de elétrons recebidos pelos átomos do outro 
elemento. 
Há uma maneira prática, portanto rápida, de determinar a quantidade necessária 
de cada íon para escrever a fórmula iônica correta: 
Total de cargas positivas: (y) · (+x) = +xy 
Total de cargas negativas: (x) · (–y) = –xy 
Σ das cargas = zero 
26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
26Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 
26Fe3+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 
+ 
 
 
6 
 
 
Vejamos um exemplo: 
 
19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 19K+ 
 
8O 1s2 2s2 2p4 8O2– 
 
LIGAÇÃO COVALENTE 
Esse tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos tendem a receber 
elétrons. 
Existem 2 tipos de ligações covalentes: Polar e Apolar 
Ligação Covalente Polar 
A ligação covalente polar ocorre quando dois átomos com eletronegatividades 
diferentes formam uma ligação covalente. Neste tipo de ligação, os elétrons NÃO são 
igualmente compartilhados. Normalmente, o átomo com maior eletronegatividade atrai 
os elétrons da ligação para próximo dele, formando assim um polo negativo em suas 
proximidades e um polo positivo na região próxima do átomo menos eletronegativo. Ex: 
HCl 
Ligação Covalente Apolar 
A ligação covalente apolar ocorre quando dois átomos com eletronegatividades iguais 
formam uma ligação covalente. Neste tipo de ligação, os elétrons são igualmente 
compartilhados pelos átomos da ligação. Normalmente, a ligação covalente apolar ocorre 
entre átomos iguais, não havendo a formação de polos positivos ou negativos. 
Ex: H-H ou H2 
Na molécula de H – H, gás hidrogênio, os átomos de hidrogênio compartilham igualmente 
os elétrons da ligação. É dito que os elétrons de uma ligação covalente apolar estão 
equidistantes dos átomos. Como é impossível que todos os átomos recebam elétrons sem 
ceder nenhum, eles compartilham seus elétrons, formando pares eletrônicos. Cada par 
eletrônico é constituído por um elétron de cada átomo e pertence simultaneamente aos 
dois átomos. Como não ocorre ganho nem perda de elétrons, formam-se estruturas 
eletricamente neutras, de grandeza limitada, denominadas moléculas. Por esse motivo, 
essa ligação também é denominada molecular. 
Perde 1 e- 
Ganha 2 e- 
 + 2- 
K2 O1 
 
K2O 
 
 
7 
 
 
Esquematicamente, a ligação covalente pode ser assim representada: 
Átomos A B 
Tendência receber elétrons receber elétrons 
Classificação Hidrogênio, 
 Ametais, 
 semi-metais 
Hidrogênio, 
 Ametais, 
semi-metais 
 Par de elétrons 
Tabela 02. Esquema das ligações covalentes. 
 
A ligação covalente e a tabela periódica 
A relação entre a posição na tabela e o número de ligações é indicada a seguir: 
 
Elemento 
Camada de 
valência 
Quantidade de pares
compartilhados 
Possibilidades de ligação 
 
Família viia 7 elétrons 1 C� 
 
Família via 6 elétrons 2 O O 
 
Família VA 5 elétrons 3 N N N 
 
Família IVA 
 
4 elétrons 
 
4 
 
C C C C 
 Hidrogênio 1 elétron 1 H 
Tabela 03. Relação entre a posição na tabela e o número de ligações 
 
Formulas Químicas 
A representação do número e dos tipos de átomos que formam uma molécula é feita 
por uma fórmula química. Existem diferentes tipos de fórmulas: a molecular, a 
eletrônica e a estrutural plana. 
 
1. Molecular: é a representação mais simples e indica apenas quantos átomos de 
cada elemento químico formam a molécula: H2O CO2 
2. Eletrônica: também conhecida como fórmula de Lewis, esse tipo de fórmula 
mostra, além dos elementos e do número de átomos envolvidos, os elétrons da 
camada de valência de cada átomo e a formação dos pares eletrônicos 
 
 
8 
 
 
 
 
3. Estrutural plana: também conhecida como fórmula estrutural de Couper, 
ela mostra as ligações entre os elementos, sendo cada par de elétrons entre 
dois átomos representado por um traço. 
H — O — H O = C = O 
Mais de um par de elétrons pode ser compartilhado, 
formando-se, então, ligações simples, duplas e triplas. Veja as 
fórmulas de algumas moléculas simples: 
 
 
 
 
 O O O2 
Gás 
Oxigênio 
 
 H 
–– H 
 
 H H H2 Hidrogênio 
 
 
 
 
 
 
 H 
H C H 
 H 
 
 CH4 
 
 
 
 
 
Metano 
 
 
 
NH3 
 
 
Gás 
Amônia 
 
 
 
H –– O — H 
 
 H O H H2O 
 
 
Água 
 
 
 
 
 N2 
Gás 
Nitrogênio 
 
 
9 
 
 
Alguns casos particulares 
A regra do octeto não é absoluta. Vários compostos estáveis não apresentam oito 
elétrons em torno de um átomo da molécula. Veja alguns elementos que não 
seguem a regra do octeto: 
 
Boro (B) 
O boro forma compostos estáveis por meio de três ligações simples, 
estabilizando-se com seis elétrons na camada de valência. BF3 
 
Berílio (Be) 
O berílio — embora classificado como metal alcalino-terroso, pelo fato de seus 
dois elétrons da camada de valência apresentarem elevadas energias de 
ionização, forma compostos moleculares com duas ligações simples. Assim, 
estabilizasse com quatro elétrons na camada de valência. BeF2 
 
Alumínio (Al) 
Como seus elétrons de valência apresentam elevadas energias de ionização, o 
alumínio forma, em alguns casos, três ligações simples. Assim, estabiliza-se com 
seis elétrons na camada de valência. AlCl3 
As explicações anteriores baseiam-se em fatos experimentais. Compostos como 
BF3, BeF2 e AlCl3 apresentam TF e TE baixas, quando comparados com 
compostos iônicos, o que evidencia que eles são moleculares. 
 
LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA OU COORDENADA 
CARACTERÍSTICAS 
Essa ligação é semelhante à covalente comum, e ocorre entre um átomo quejá 
atingiu a estabilidade eletrônica e outro ou outros que necessitem de dois 
elétrons para completar sua camada de valência. 
 
 
 A B 
(estável) A
 
 
10 
 
A ligação dativa pode ser indicada por uma seta ou por um traço (A B), 
(A B) 
O exemplo clássico dessa ligação é o dióxido de enxofre (SO2). Nesse caso, 
o enxofre estabelece uma dupla ligação com um dos oxigênios, atingindo a 
estabilidade eletrônica (oito elétrons na camada de valência). A seguir, o 
enxofre compartilha um par de seus elétrons com o outro oxigênio, através 
de uma ligação covalente dativa ou coordenada. 
 
Além do oxigênio, outra espécie química, o cátion H+, comumente se associa 
a outros elementos através de ligações dativas. O cátion H+ forma-se quando 
o átomo de hidrogênio, em condições especiais, perde seu único elétron. 
 
A eletrosfera do H+ fica vazia e se estabiliza com dois elétrons, que 
“recebe” normalmente através de uma dativa. 
Dois exemplos muito comuns de dativas envolvendo o cátion H+ são 
formação dos cátions amônio (NH+) e hidroxônio (H O+). 
 
Formação do íon NH+ 
As fórmulas do tipo HxEOy correspondem a uma série de compostos 
classificados como ácidos oxigenados. Nessas fórmulas, todos os oxigênios 
aparecem unidos ao ele- mento central E. Cada átomo de hidrogênio irá 
unir-se a um átomo de oxigênio formando tantos grupos OH quantos forem 
possíveis. Um exemplo desse tipo de substância é o ácido sulfúrico (H2SO4): 
 
A LIGAÇÃO COVALENTE E AS PROPRIEDADES DE SEUS 
COMPOSTOS 
As propriedades das substâncias formadas por ligações covalentes são muito 
diferentes das propriedades dos átomos que as formam. 
Quando as moléculas de uma substância são formadas por um número 
determinado de átomos, essas substâncias são denominadas moleculares. 
Em condições ambiente, as substâncias moleculares podem ser encontradas 
nos três estados físicos: 
 
 
 
 
11 
 
 Substância Fórmula Estado físico (a 25 ºC e 1 
atm) 
 
 Gás hidrogênio H2 Gasoso 
 Água H2O Líquido 
 Sacarose C12H22O11 Sólido 
 
As substâncias moleculares geralmente apresentam temperatura de fusão 
(TF) e temperatura de ebulição (TE) inferiores às das substâncias iônicas; 
quando puras, não conduzem corrente elétrica. 
Quando a ligação covalente origina compostos com grande número de 
átomos — geralmente indeterminado —, forma estruturas identificadas como 
macromoléculas. Tais substâncias são denominadas covalentes; em condições 
ambiente são sólidas e apresentam elevadas TF e TE. Exemplos: 
sílica — areia (SiO2)n celulose (C6H10O5)n 
grafita = Cgraf; Cn polietileno (C2H4)n 
diamante = Cdiam; Cn proteína 
 
Ligação Metálica 
Ligação metálica é a ligação entre metais e metais. Formam as chamadas ligas metálicas. 
Algumas propriedades apresentadas pelos metais são muito diferentes das observadas em 
outras substâncias. A maioria dos metais é sólida à temperatura ambiente (25 °C) e 
apresenta cor prateada. As exceções são o mercúrio — único metal encontrado no estado 
líquido, cujo brilho característico é denominado aspecto metálico —, o cobre (Cu) e o 
ouro (Au), os quais apresentam, respectivamente, cor avermelhada e dourada. 
Experiências com raios X 
Levam a crer que os retículos cristalinos dos metais sólidos consistem em um 
agrupamento de cátions fixos, rodeados por um verdadeiro "mar" de elétrons. Esses 
elétrons são provenientes da camada de valência dos respectivos átomos e não são 
atraídos por nenhum núcleo em particular: eles são deslocalizados. Esses elétrons ocupam 
o retículo cristalino do metal por inteiro e a liberdade que têm de se moverem através do 
cristal é responsável pelas propriedades que caracterizam os metais: 
 Condutibilidade — são excelentes condutores de corrente elétrica e de calor; 
 Maleabilidade — capacidade de produzir lâminas, chapas muito finas; 
 Ductilidade — capacidade de produzir fios. 
 
 
12 
 
Com a aplicação de uma pressão adequada numa determinada região da superfície do 
metal, provocamos um deslizamento das camadas de átomos, produzindo lâminas ou fios. 
 
Formação de ligas metálicas 
Ligas metálicas: são materiais com propriedades metálicas que contêm dois ou mais 
elementos, sendo pelo menos um deles metal. 
As ligas metálicas possuem algumas características que os metais puros não apresentam 
e por isso são produzidas industrialmente e muito utilizadas. Exemplos: 
Amálgama: liga de Hg, Ag e Sn usada em obturações. 
Bronze: liga de Cu e Sn usada na produção de sinos, medalhas, moedas, estátuas. 
Aço inox: liga de Fe, C, Cr e Ni usada em talheres, peças de carro, brocas etc 
Latão: liga de Cu e Zn usada na produção de tubos, armas, torneiras, instrumentos 
musicais. 
O ouro 
O ouro é um dos nove elementos conhecidos pelo ser humano desde a mais remota 
antiguidade (2600 a.C.). Os outros elementos são prata, cobre, estanho, chumbo, 
mercúrio, ferro, enxofre e carbono. 
O ouro é considerado metal precioso não só pela sua beleza, mas pela sua baixa 
reatividade e, principalmente, pela sua raridade (para cada um milhão de toneladas de 
terra, encontramos aproximadamente cinco quilos de ouro). 
Por volta de 1400 a.C., os egípcios já usavam ouro para recobrir os O ouro é encontrado 
livre na natureza (ouro nativo). 
O ouro puro normalmente é denominado ouro 24 quilates (100% puro). Essa terminologia 
tem origem muito antiga — e incerta. Acredita-se que a palavra quilate derive da carat, 
nome da semente da alfarrobeira (árvore cujo fruto é uma vagem), que apresenta massa 
aproximadamente constante de 0,2 g. Pode ser que os egípcios tenham utilizado essas 
sementes como padrão de massa. 
O ouro comumente utilizado para a produção de jóias apresenta 75% em massa de ouro, 
sendo denominado ouro 18 quilates. Os outros 25% correspondem à prata e ao cobre. 
 
 
 
 
 
13 
 
CONCLUSÃO 
Feito o trabalho de conclui-se que um estudante de Química deve ter 
conhecimento da ligação química para poder entender como os elementos se ligam entre 
si o que possibilita a compreensão de outros fatores como as propriedades dos elementos 
que realizam a ligação ex: os compostos iônicos são ótimos condutores de eletricidade 
quando são colocados em solução aquosa. 
Por fim pode-se concluir que o trabalho acadêmico foi de extrema importância 
para o nosso aprendizado acadêmico pois nos proporcionou conhecimentos acerca dos 
tipos de ligações químicas, que os compostos iônicos são gerados pela existência de 
forças de atração eletrostática entre os íons enquanto que os compostos covalentes 
ocorrem quando os átomos envolvidos tendem a receber elétrons e os da ligação metálica 
são entre metais e metais. 
 
 
 
14 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1. Grande EP, Ferrari IC, Borges E. 7892 - QUÍMICA - ENSINO MÉDIO - 
VOLUME ÚNICO - 2002. 2002. pg 95-135.