LIGAÇÕES
QUÍMICAS
Regra do Octeto:
Os átomos, ao se combinarem,
tenderão a adquirir a configuração do
gás nobre mais próximo, que é de oito
elétrons na última camada (octeto)
para atingir a estabilidade.
Exemplo:
11Na
- 1s2 2s2 2p6 3s1
(K=2 – L=8 – M=1)
o átomo de sódio tende a ceder um elétron para se
estabilizar, formando o cátion sódio, que possui
configuração de gás nobre.
+ - 1s2 2s2 2p6 (K=2 – L=8)
Na
11
Observação: Alguns átomos (H, Li, Be) estabilizam-se,
segundo a configuração eletrônica gás nobre hélio (1s2).
Ligação Iônica ou Eletrovalente:
• Caracteriza-se pela transferência de elétrons de
um átomo que perde elétrons para outro átomo que
ganha elétrons.
•Atração eletrostática entre íons de cargas opostas
(cátion e ânion)
• Ocorre normalmente entre:
METAL e AMETAL ou
METAL e HIDROGÊNIO.
 Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal):
11Na
17Cl
- 2 - 8 – 1 (tende a ceder um elétron)
- 2 - 8 – 7 (tende a receber um elétron)
oo
Na x
+ Cl
oo
o
o
o
oo
[ Na] + + [ xo Cl oo ] oo
[Na]+ [Cl]NaCl
Estrutura cristalina do NaCl sólido
 Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal)
20Ca
- 2 - 8 - 8 - 2 ( tende a ceder 2 elétrons)
17Cl
- 2 - 8 - 7 (tende a receber um elétron)
oo
o
x
Ca x
Cl
oo
+
o
o
oo
o
Cl
oo
[ Ca]
2+
oo
]
+ 2 [ Cl
oo
o
o
CaCl2
x
o
o
o
•Método Prático para Escrever a Fórmula de um
Composto Iônico:
x+
[ CÁTION ]y
y-
[ ÂNION ]x
Família
Carga dos íon
1A ou 1
+1
2A ou 2
+2
3A ou 13
+3
5A ou 15
-3
6A ou 16
-2
7A ou 17 e o H
-1
Exemplo: Composto iônico formado pelos elementos
Alumínio (Al) e Oxigênio (O).
Al (3A) : 2 – 8 - 3 / O (6A) : 2 – 8 - 6
3+
[ Al ] 2
2-
[ O ]3
Fórmula Molecular:
Al2O3
•
Características dos Compostos Iônicos:
 São sólidos nas condições ambiente;
 Possuem elevados pontos de fusão e ebulição;
 Conduzem a corrente elétrica quando fundidos
ou em solução aquosa, devido à presença de íons
livres.
Ligação Covalente ou Molecular
• Caracteriza-se pelo compartilhamento
(emparelhamento) de elétrons.
• Ocorre normalmente entre:
AMETAL e AMETAL ou
AMETAL e HIDROGÊNIO
Exemplos:
1- Ligação química entre 2 átomos de
cloro
-)
Cl
:
2-8-7
(tende
a
receber
1e
17
Fórmula
Fórmula estrutural Fórmula
eletrônica ou
plana
molecular
de Lewis
o
o
oo
xx
x
ox
Cl
Cl
x
oo
xx
Cl
Cl
Cl2
2-Ligação química entre os átomos de carbono e oxigênio
6C
: 2 - 4 ( tende a receber 4e-)
8O
: 2 - 6 (tende a receber 2e-)
Fórmula
eletrônica ou
de Lewis
xx x o o x x x
O x o C o x xOx
xx
Fórmula
estrutural
plana
O
C
Fórmula
molecular
O
CO2
• Ligação Covalente Dativa ou
Coordenada:
Ocorre quando um dos átomos envolvidos já
adquiriu o octeto e dispõe de par eletrônico livre.
Este par pode ser “emprestado” para outro átomo
ou íon.
Exemplo: SO2 (dióxido de enxofre)
Fórmula Eletrônica
Fórmula Estrutural
• Principais
características dos
compostos moleculares:
Apresentam-se nos estados sólido, líquido e gasoso;
possuem pontos de fusão e ebulição geralmente
baixos;
Não conduzem a corrente elétrica (com algumas
exceções.
Ex: ácidos na presença de solvente ionizante (por
exemplo: água).
•Determinação do Caráter de uma
Ligação
Pode-se determinar o tipo de ligação através do
cálculo da diferença de eletronegatividade (E):
Ligação Iônica
 E ≥ 1,7
Ligação Covalente
 E < 1,7
Exemplos:
HCl
→ E = 3,0 - 2,1 = 0,9 - Ligação Covalente
NaCl → E = 3,0 - 0,9 = 2,1 - Ligação Iônica
•
Polaridade de Ligações
1. Ligação Covalente Apolar:
Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma
eletronegatividade.
Exemplo: H2
H
H
2. Ligação Covalente Polar:
Ocorre em ligações formadas por átomos de diferentes
eletronegatividades.
Em torno do átomo mais eletronegativo se formará uma
carga parcial negativa (-) e no átomo menos
eletronegativo se formará uma carga parcial positiva (+).
Exemplo: HCl
+
H
Cl
-
• Ligação Metálica:
Ocorre entre átomos metálicos (metal + metal).
Como os metais possuem uma baixa
eletronegatividade, os mesmos perdem seus
elétrons muito facilmente. Esses elétrons livres
formam uma nuvem eletrônica que mantém os
íons metálicos sempre unidos formando a
chamada ligação metálica.
Esquema da Ligação Metálica
•
Geometria Molecular:
Tipo de
Molécula
X2 e XY
XY2
XY3
XY4
Geometria
linear
(toda molécula biatômica é
linear)
se X é da família
linear
6A:
angular
se X é da família
trigonal
5A:
plana
piramidal
tetraédrica
•Polaridade de Moléculas:
MOLÉCULA APOLAR  é simétrica
Em uma molécula apolar existe uma simetria
Ex: CO2
MOLÉCULA POLAR
As moléculas
assimétricas.
Ex: H2O
polares
geralmente
são
• Princípio Geral da Solubilidade:
(“semelhante dissolve semelhante”)
Substâncias polares são solúveis em substâncias
polares (H2O + NH3)
e substâncias apolares são solúveis em
substâncias apolares (CH4 + I2).
• Forças Intermoleculares:
I- Interações Dipolo Instantâneo - Dipolo
Induzido
(Forças de Van Der Waals ou Forças de London):
São interações que ocorrem entre moléculas apolares ou
gases nobres nos estados sólido e líquido.
Exemplos: I2(s), C6H6(l), Ar(s)
II-Interações Dipolo - Dipolo Permanente:
São interações que ocorrem entre moléculas polares.
Exemplo: molécula do HCl
III- Ponte ou Ligação de Hidrogênio:
Intensidades das Forças Intermoleculares:
Ponte de
Hidrogênio
>
Dipolo - Dipolo
Permanente
>
Dipolo
Instantâneo Dipolo
Induzido
•Relação entre as Forças Intermoleculares e os
Pontos de Fusão e Ebulição:
Dois fatores influenciam os PF e PE das substâncias:
 O tamanho das moléculas:
Quanto maior a superfície, maior o número de interações
entre as moléculas vizinhas, o que implica em maiores PF
e PE.
 A intensidade das forças intermoleculares:
Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores
serão os PF e PE.
O gráfico a seguir mostra a variação dos pontos de ebulição
dos hidretos da família 6A, com o aumento dos números
atômicos (aumento do tamanho):