QUÍMICA
LIGAÇÕES QUÍMICAS
PROF. SAUL SANTANA
Ligação Química
O conceito de configuração eletrônica e o desenvolvimento da
Tabela Periódica permitiu aos químicos uma base lógica para
explicar a formação de moléculas e outros compostos.
A explicação de Lewis é que os átomos reagem de forma a alcançar uma
configuração eletrônica mais estável (correspondendo à configuração de
um gás nobre.)
O que é uma ligação química? É o conjunto de forças que
mantém os átomos unidos entre si, dando origem a moléculas.
Em todos os tipos de ligação química as forças de ligação são
essencialmente eletrostáticas, isto é, forças entre cargas
eléctricas.
Tipos de Ligação Química
 Ligação iônica
 Ligação covalente
 Ligação metálica
TEORIA DO OCTETO
Regra do Octeto = os átomos tendem a ganhar, perder ou
compartilhar elétrons, de tal forma que tenham 8 elétrons
na camada de valência. Ficando com a última camada
semelhante a dos gases nobres.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
CLASSIFICAÇÃO DAS LIGAÇÕES
IÔNICA: : caracterizada pela transferência de
elétrons.
Ocorre entre: METAL e
AMETAL
METAL e HIDROGÊNIO
Representações de Lewis
Os elementos de transição têm camadas internas incompletas e não podemos (em geral)
escrever a notação de Lewis para estes elementos.
Ex de ligação iônica: Cloreto
de sódio
Propriedades dos compostos iônicos:
São sólidos nas condições ambiente
Apresentam altos pontos de fusão e ebulição
São condutores de eletricidade quando no estado
liquido (fundidos) ou quando dissolvidos em água.
A maioria dos compostos são solúveis em água.
LIGAÇÃO COVALENTE: formação de pares eletrônicos
Ocorre entre: AMETAL e AMETAL
AMETAL e HIDROGÊNIO
HIDROGENIO E HIDROGENIO
Propriedades dos compostos
moleculares:
São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições
ambiente.
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 são solúveis em solventes
orgânicos.
LIGAÇÕES METÁLICAS
MAR DE ELÉTRONS




Formada entre átomos de elementos metálicos.
Nuvem ou mar de elétrons ao redor dos átomos.
Bons condutores eltrônicos, brilhantes, pontos de fusão
bastante elevados.
Exemplos; Na, Fe, Al, Au, Co
As funções da Química
Inorgânica
Prof. Saul Santana.
OS COMPOSTOS QUÍMICOS
Orgânicos: constituídos principalmente por átomos de
carbono.
Inorgânicos: constituídos pelos demais átomos
conhecidos.
As quatro principais funções da
Química Inorgânica são:
Sais
Bases
Ácidos
Óxidos
Ácidos

É toda substância que quando adicionada à água sofre ionização,
produzindo como íon positivo exclusivamente o cátion H+.
Propriedades
• Têm sabor azedo
•Alteram a coloração de indicadores ácido-base Conduzem
corrente elétrica quando em solução aquosa
Nomenclatura:
Exemplos:
HCl = ÁCIDO CLORÍDRICO (Muriático)
H2SO4 = ÁCIDO SULFÚRICO
H2SO3 = ÁCIDO SULFÚROSO
HNO3 = ÁCIDO NÍTRICO
HNO2 = ÁCIDO NÍTROSO
H2CO3 = ÁCIDO CARBÔNICO
HCN = ÁCIDO CIANÍDRICO
HF = ÁCIDO FLUORÍDRICO
H3PO4 = ÁCIDO FOSFÓRICO
H3PO3 = ÁCIDO FOSFÓROSO
H3BO3 = ÁCIDO BÓRICO
HBr = ÁCIDO BROMÍDRICO
Bases
TABELA DE BASES IÔNICAS
Nome
hidróxido de
Fórmula
Prata
AgOH
Bário
Ba(OH)2
Alumínio
Al(OH)3
Ferro II
Fe(OH)2
Ferro III
Fe(OH)3


São substâncias que, quando
adicionadas à água, produzem
como ânion exclusivamente o
íon OH ⁻.
São também denominados
hidróxidos.
EXEMPLOS







NaOH = hidróxido de sódio
KOH = hidróxido de potássio
Ca(OH)2 = hidróxido de cálcio
NH4OH = hidróxido de amônio
Mg(OH)2 = hidróxido de magnésio
FeOH = hidróxido ferroso
Fe(OH)3 = hidróxido férrico
Os sais
Os sais são compostos iônicos que possuem pelo
menos um cátion diferente de H+ e um ânion OH


A maioria dos sais que contêm metais
representativos têm cor branca (por exemplo: NaCl).
Sais com elementos de transição podem apresentar
outras cores, como nos exemplos ao lado.
É o resultado entre as reações de ácidos e bases,
chamada reação de neutralização.








NOMENCLATURA DE SAIS.
NaCl = Cloreto de sódio
KCl = Cloreto de potássio
KI = Iodeto de Potássio
NaNO3 = Nitrato de Sódio
Ca3(PO4)2 = Fosfato de Cálcio
NaHCO3 = Bicarbonato de Sódio
CuSO4 = Sulfato de cobre.
Óxidos

São compostos binários, ou seja, formados por dois elementos
químicos, sendo um deles o oxigênio e o outro qualquer outro
elemento químico (exceto o flúor).
Fórmula
Molecular
do óxido
Nome
CO
Monóxido de carbono
CO2
Dióxido de carbono
SO2
Dióxido de enxofre
P2O5
Pentóxido de Difósforo
Reações Químicas
Prof. SAUL SANTANA.
1 – Conceito:

É um processo pelo qual certas substâncias são
transformadas em outras, em conseqüência de
rearranjo de seus átomos.

Obs.: Evidência de ocorrência de reações
químicas

- mudança de cor;
- liberação de gases (efervescência);
- formação de um sólido (precipitado);
- aparecimento de uma chama ou luminosidade.



2 – Equação Química:


É a representação gráfica de uma reação
química.
Numa equação química temos: coeficientes, os
números que precedem as fórmulas e que
indicam a proporção entre as substâncias que
participam da reação; e índices, os números que
sucedem os símbolos dos elementos e indicam o
número de átomos presentes nas substâncias.
EXEMPLOS:


Ex.: H2 + O2  H2O
Reagentes  Produtos
4 – Tipos de Reações:
4.3 – Quanto à reversibilidade:





 Reversível: ocorre simultaneamente nos dois
sentidos.
Ex.: CaO + CO2  CaCO3
 Irreversível: ocorre nem único sentido.
Ex.: NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3
BaCl2 + Na2SO4  Ba2SO4 + 2 NaCl
5 – Classificação das Reações
Químicas:
5.1 – Síntese (ou adição):




Reação em que duas ou mais substâncias
(simples ou compostas) originam uma única
substância composta.
Ex.: 2 CO + O2  2 CO2
2 H2 + O2  2 H2O
2 C + 3 H2 + ½ O2  C2H6O
5.2 – Análise (ou decomposição):




Reação em que uma única substância composta
se desdobra em outras substâncias (simples ou
compostas).
Ex.: 2 HCl  H2 + Cl2
(pirólise)
2H2O2  2 H2 + O2 (fotólise)
2 H2O  2 H2 + O2 (eletrólise)
5.3 deslocamento (ou substituição):



Reação em que uma substância simples reage
com uma composta produzindo uma composta
e outra simples.
Ex.: Cl2 + 2 NaI  2 NaCl + I2
Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu
5.4 Dupla Troca (ou dupla troca):



Reação em que duas substâncias compostas
produzem duas novas substâncias compostas.
Ex.: HCl + NaOH  NaCl + H2O
NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3
5.5 Combustão:



É a reação em que substâncias (combustíveis) e
o oxigênio reagem liberando luz, calor e outras
substâncias.
Ex.: C2H6O + 3O2  2CO2 + 3 H2O
(completa)
C2H6O + 2O2  2CO + 3 H2O
(incompleta)
6 – Leis das combinações químicas
6.1 lei da conservação das massas



Proposta por Lavoisier afirma que “numa
reação química, em sistema fechado, a soma das
massas dos reagentes é igual à soma das massas
dos produtos”.
2 H2 + O2  2 H2O
4g
32 g
36 g
6.2 Lei das proporções constantes




Enunciada por Proust, diz que “ uma
substância, independentemente do método de
obtenção, apresenta os seus elementos
combinados em uma proporção, em massa,
constante e definida.
2 H2 + O2  2 H2O
2g
16 g
18 g
4g
32 g
36 g
Grandezas Químicas
2 – Massa Atômica (MA):

É um número que indica quantas vezes a massa
de um átomo de determinado elemento químico
é maior que um doze avos da massa de um
átomo do isótopo 12 do carbono.
3 – Massa Molecular (M):





É a soma das massas atômicas de todos os
átomos que fazem parte de uma molécula de
determinada substância.
Ex.: H2O  M = 2.1u + 1.16u = 18u
C12H22O11  M = 12.12u + 22.1u + 11.16u
= 342u
Al2(SO4)3  M = 2.27u + 3.32u + 12.16u
= 342u
Obs.2: As massas atômicas ou moleculares de
todos os elementos, quando “expressas em
6 – Massa Molar (M1):






É a massa, em gramas, de qualquer amostra de
substância, cuja quantidade de matéria seja igual a 1
mol.
Obs.: A massa de qualquer substância é sempre o
valor numérico da massa atômica ou molecular
seguido da unidade g/mol.
Ex.:Elemento Massa Atômica Massa Molecular
Fe
56u
56g/mol
H2O
18u
18g/mol
NaCl
58,5u 58,5g/mol