O documento descreve as principais ligações químicas e suas características. Apresenta a Regra do Octeto, explicando que os átomos tendem a adquirir a configuração eletrônica de gás nobre. Descreve as ligações iônica, covalente e metálica, assim como suas propriedades e exemplos de cada uma.

1. LIGAÇÕES
QUÍMICAS

2. 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.

3. Exemplo:
11 Na - 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.
Na+ - 1s2 2s2 2p6 (K=2 – L=8)
11
Observação: Alguns átomos (H, Li, Be) estabilizam-se,
segundo a configuração eletrônica gás nobre hélio (1s2).

4. 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.

5.  Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal):
Na - 2 - 8 – 1 (tende a ceder um elétron)
11
Cl - 2 - 8 – 7 (tende a receber um elétron)
17

6. oo oo
Na x + o Cl o
o [ Na ] + + [ x Cl o ] -
o o
oo oo
[Na]+ [Cl]-
NaCl

7. Estrutura cristalina do NaCl sólido

8.  Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal)
Ca - 2 - 8 - 8 - 2 ( tende a ceder 2 elétrons)
20
Cl - 2 - 8 - 7 (tende a receber um elétron)
17
oo
o
o Cl
oo
o
oo
x
+ 2 [ Cl ] -
2+ x
Ca x + [ Ca ] o
oo
o
o
oo
o
o Cl
oo
o
CaCl2

9. •Método Prático para Escrever a Fórmula de um
Composto Iônico:
x+ y-
[ CÁTION ] y [ ÂNION ] x
Família Carga dos íon
1A +1
2A +2
3A +3
5A -3
6A -2
7A /H -1

10. Exemplo: Composto iônico formado pelos elementos
Alumínio (Al) e Oxigênio (O).
Al (3A) : 2 – 8 - 3 / O (6A) : 2 – 8 - 6
3+ 2-
[ Al ] 2
[O]3
Fórmula Molecular: Al2O3

11. • 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.

13. Ligação Covalente ou Molecular
• Caracteriza-se pelo compartilhamento
(emparelhamento) de elétrons.
• Ocorre normalmente entre:
AMETAL e AMETAL ou
AMETAL e HIDROGÊNIO

14. Exemplos:
1- Ligação química entre 2 átomos de
cloro
17
Cl : 2-8-7 (tende a receber 1e-)
Fórmula estrutural
Fórmula
plana Fórmula
eletrônica ou
molecular
de Lewis
oo xx
Cl x
o ox
o Cl x Cl Cl
oo xx
Cl2

15. 2-Ligação química entre os átomos de carbono e oxigênio
6C : 2 - 4 ( tende a receber 4e-)
O : 2 - 6 (tende a receber 2e-)
8
Fórmula Fórmula
Fórmula
eletrônica ou estrutural
molecular
de Lewis plana
xx x o o x xx
O x oC o x xx
O
xx O C O CO2

16. • 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.

17. Exemplo: SO2 (dióxido de enxofre)
Fórmula Eletrônica
Fórmula Estrutural

18. • 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).

19. • Polaridade de Ligações
1. Ligação Covalente Apolar:
Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma
eletronegatividade.
Exemplo: H2
H H

20. 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 (δ-) e no átomo menos eletronegativo
se formará uma carga parcial positiva (δ+).
Exemplo: HCl
δ+ δ-
H Cl

21. • 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.

22. Esquema da Ligação Metálica

23. • Geometria Molecular:
Tipo de Geometria
Molécula
linear
X2 e XY (toda molécula biatômica é
linear)
se X é da família 6A:
XY2 linear
angular
trigona se X é da família 5A:
XY3 l plana piramidal
XY4 tetraédrica

29. •Polaridade de Moléculas:
MOLÉCULA APOLAR ⇒ µR = 0
Em uma molécula apolar o vetor momento dipolar
resultante (µR ) é igual a zero.
Ex: CO2
O=C=O ⇒ O← Cµ O
→ ⇒ µ r = Zero
µ

30. MOLÉCULA POLAR ⇒ µ R ≠ 0
Em uma molécula polar, o vetor momento
dipolar resultante (µR) é diferente de zero.
Ex: H2O
O ⇒ O ⇒ µ r ≠ Zero (polar)
H H H H

31. • 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).

32. • 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)

34. II-Interações Dipolo - Dipolo Permanente:
São interações que ocorrem entre moléculas
polares.
Exemplo: molécula do HCl

35. III- Ponte ou Ligação de Hidrogênio:

39. Intensidades das Forças Intermoleculares:
Dipolo
P onte de Dipolo - Dipolo Instantâneo -
> >
Hidrogênio P ermanente Dipolo
Induzido

40. •Relação entre as Forças Intermoleculares e os
Pontos de Fusão e Ebulição:
Dois fatores influenciam os PF e PE das substâncias:
a. 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.

41. 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):