1. LIGAÇÕES QUÍMICAS
 Conceito Geral: Combinação entre
átomos, moléculas e íons onde cada espécie
química procura uma maior estabilidade.
Menos estáveis
Átomos
Energia
isolados
Mais estáveis
Átomos
ligados

2. Definições
 Estado Natural dos Átomos: encontrados
na natureza combinados de modo a adquirir maior
estabilidade.
 Estabilidade química: precisam completar
seus orbitais incompletos perdendo, ganhando ou
compartilhando elétrons.
 Camada de Valência: em geral as ligações
químicas envolvem apenas a última camada do
átomo.

3. Regra do Octeto
 Descrição: O átomo adquire estabilidade
ao completar oito elétrons camada de
valência, imitando os gases nobres.
Configuração Geral: ns2 np6
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
Obs. Esta regra só é válida para os elementos
representativos.

4. Regra do Dueto
 Descrição: O átomo adquire estabilidade
ao completar a camada de valência com dois
elétrons, imitando o gás nobre - He.
Configuração Geral: ns2
↑↓
Obs. Esta regra só é válida para os elementos
representativos: H, Li, B e Be.

5. TIPOS DE LIGAÇÃO
 IÔNICA ou ELETROVALENTE
 COVALENTE ou MOLECULAR:
- Normal
- Dativa
 INTERMOLECULAR
 METÁLICA

6. LIGAÇÃO IÔNICA
 Definição: elétrons são transferidos de um átomo
para outro dando origem a íons de cargas contrárias que
se atraem.
Exemplo: formação do cloreto de sódio – NaCl.
Na (Z = 11) → 1s2 2s2, 2p6 3s1
Cl ( Z = 17) → 1s2 2s2, 2p6 3s2, 3p5
Na Cl Na+ Cl-

7. Ligação Iônica
A energia requerida para a formação de ligações
iônicas é fornecida pela atração coulômbica entre
os íons de cargas opostas num retículo cristalino.
Estes íons formam-se pela transferência de
elétrons dos átomos de um elemento para os
átomos de outros elementos.

8. Ligação Iônica
Ligação Iônica: É o resultado da atração
eletrostática de íons com cargas opostas.
Ex:
NaCl = cloreto de sódio AgCl = cloreto de prata
MgO = óxido de magnésio KBr = brometo de potássio
LiH = hidreto de lítio
MgCl2 = cloreto de magnésio
AlF3 = fluoreto de lítio
Al2S3 = sulfeto de alumínio

9. Ligação Iônica
Configuração dos Átomos:
Na Cl

10. Ligação Iônica
Transferência do elétron:
Na Cl

11. Ligação Iônica
Formação dos íons:
Na+ Cl-

12. Ligação Iônica
Atração Eletrostática:
Na+ Cl-

13. Ligação Iônica
Atração Eletrostática:
Na+ Cl-

14. Ligação Iônica
Aglomerado Iônico ou Retículo Cristalino:

15. Retículos Cristalinos:
Um sólido iônico é um conjunto de
cátions e ânions empacotados em um
arranjo regular. -
Cl Na
+
Cl- Na+
Na+ Cl-
Na+ Cl-

16. LIGAÇÃO IÔNICA
 Ocorre geralmente entre METAIS e
AMETAIS com ≠ de eletronegatividade > 1,7.

17. Eletropositivos
Al Al+3 + 3e-
Metais: Perdem elétrons →
Viram Cátions(+)
Eletronegativos
Ametais: Ganham elétrons S + 2e- → S-2
Viram Ânions(-)

18. Fórmulas Iônicas
X
O
Al+3 O-2 Al x
x
O
Al2O3 X
Al x
x
O
Fórmula-íon
Fórmula de Lewis
ou Eletrônica

19. Ligações dos Grupos - A
Grupo Carga Grupo Carga
1 +1 15 -3
2 +2 16 -2
13 +3 17 -1
Exemplos:
a) K+Cl- → KCl c) Al+3S-2 → Al2S3
b) Ca+2I-1 → CaI2 d) Fe+3O-2 → Fe2O3

20. Características de compostos Iônicos:
• São sólidos nas condições ambientes;
Cl- Na+
• São duros e quebradiços; Na+ Cl-
Na+ Cl-
• Possuem altos P.F. e P.E.;
Cl- Na+
• Conduzem corrente elétrica quando
fundidos ou em solução aquosa (não conduzem
corrente elétrica no estado sólido ) ;
• Formam retículos cristalinos.

21. Exercícios de fixação:
1. Para que haja uma ligação iônica é necessário que:
a) O potencial de ionização dos átomos participantes
tenha valores próximos.
b) A eletronegatividade dos átomos
participantes tenha valores próximos.
c) a eletronegatividade
dos átomos participantes tenha valores bastantes
diferentes.
d) Os elétrons de ligação sejam de orbitais s.
e) As afinidades
eletrônicas sejam nulas.
2. Átomos do elemento X (número atômico = 20) e do
elemento Y (número atômico = 7) unem-se por ligações
iônicas originando o composto de fórmula:

22. Exercícios de fixação:
3. Os compostos iônicos, como o cloreto de sódio,
apresentam as propriedades:
a) Líquidos nas condições ambientais, bons condutores de
eletricidade e baixo ponto de fusão.
b) Líquidos ou gasosos,
maus condutores de eletricidade em solução aquosa e
baixo ponto de fusão.
c) Sólidos, maus condutores de
eletricidade em solução aquosa e baixo ponto de fusão.
d)
Sólidos, bons condutores de eletricidade no estado sólido
e alto ponto de fusão.
e) Sólidos, bons condutores de eletricidade em solução
aquosa e elevado ponto de fusão.

23. Faça as ligações das substâncias abaixo:
NaCl = cloreto de sódio AgCl = cloreto de prata
MgO = óxido de magnésio KBr = brometo de potássio
LiH = hidreto de lítio
MgCl2 = cloreto de magnésio
AlF3 = fluoreto de lítio
Al2S3 = sulfeto de alumínio

24. LIGAÇÃO COVALENTE
OU MOLECULAR
 Definição: Ocorre através do compartilhamento
de um par de elétrons entre átomos que possuem
pequena ou nenhuma diferença de eletronegatividade.
Tipos de Ligações Covalentes:
- Covalente Normal.
- Covalente Dativa.

25. LIGAÇÃO COVALENTE (MOLECULAR)
Ocorre geralmente entre AMETAIS e
HIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a
≠ de eletronegatividade < 1,7.

26. Ligação Covalente Normal
 Definição: o par eletrônico compartilhado é
formado por um elétron de cada átomo ligante.
Exemplo: formação do cloro – Cl2.
Cl ( Z = 17) → 1s2 2s2, 2p6 3s2, 3p5
F2, Br2 e I2
Cl Cl Cl2 ou Cl - Cl
Fórmula de Lewis Molecular Estrutural

27. Ligação Covalente Normal
Configuração dos Átomos:

28. Ligação Covalente Normal
Atração Quântica:

29. Ligação Covalente Normal
Atração Quântica:

30. Ligação Covalente Normal
Nuvem Eletrônica ou Orbital Molecular:
Cl Cl

31. Exemplos de Ligações
Covalentes Normais
O O O2 ou O = O
N N N2 ou N ≡ N
H O H H2O ou H - O - H
H Cl HCl ou H - Cl

32. Ligação Covalente
Dativa ou Coordenada
 Definição: o par eletrônico compartilhado pertence a um dos
átomos, só ocorre quando todas as ligações covalentes normais
possíveis já aconteceram.
Exemplo: formação do SO2.
O
S O + O
S O
S=O + O → S=O
O

33. NÚMERO DE VALÊNCIA
 Definição: número de ligações covalentes normais
e dativas que um átomo é capaz de formar.
 Valências dos grupos A
GRUPOS 4A 5A 6A 7A
Fórmula de
Lewis E E E E
N° de Valências
4 3 2 1
simples
N° de Valências
0 1 2 3
dativas
Hidrogênio - H 1 covalente normal

34. Moléculas do Tipo HxEOy
Ácidos Oxigenados
 Todos os átomos de oxigênio aparecem ligados ao elemento central
e cada átomo de hidrogênio ficará ligado a um átomo de oxigênio.
Exemplo: ácido sulfúrico - H2SO4
O O
H O S O H H-O-S-O-H
O
O

35. LIGAÇÕES SÍGMA (σ ) E PI (π )

36. Orbitais moleculares σ e π
A B
Um mesmo átomo pode σ
fazer até 4 ligações covalentes
comuns mas, entre dois
átomos, o número máximo de
σ
ligas covalentes comuns é 3.
Dependendo da quantidade de
ligações e dos orbitais em que
AπB
estas se formam, podemos π
representá-las por σ ou π .
A πB
σ

37. Características de Compostos
Moleculares
• São, em geral, líquidos ou gasosos nas
condições ambientes (se sólidos, fundem-se
facilmente);
• Possuem baixos P.F. e P.E.;
• Não conduzem corrente elétrica (exceção
para Ácidos, em solução aquosa e Carbono
Grafite) ;
• São formados por moléculas.

38. Exercícios de fixação:
Página 58
1. Indique entre os compostos a seguir aqueles em que encontramos
apenas ligações covalentes:
I- NaCl II- CCl4 III- SO2 IV- KCl V- Na2SO4
a) I e II b) II e III c) I e IV d) IV e V e) III e IV
2. O número máximo de ligações covalentes normais e coordenadas do
átomo do elemento químico cloro, que é halogênio, do 3° período,
pode ser representado por:
↓ ↑
a) – Cl → b) Cl – c) – Cl – d) – Cl –
e) – Cl – ↓ ↓
↓

39. Exercícios de fixação:
3.Uma certa molécula linear é formado por três átomos ligados
entre si por uma ligação simples covalente e uma ligação
tripla covalente. Sendo assim, existirão nessa molécula:
a) 4 ligações σ d) 3 ligações σ e 1
ligaçãoπ
b) 4 ligações π e) 2 ligações σ e 2 ligações π
c) 1 ligação σ e 3 ligações π
4. Qual das fórmulas abaixo é prevista para o composto formado por
átomos de fósforo e flúor, considerando o número de elétrons da
camada de valência de cada átomo? F | P
|
| |
a) P ≡ F b) P – F≡ P c) F – F ≡ P
d) F – P – F e) P – F – P

40. GEOMETRIA MOLECULAR
DEPENDE:
 Disposição espacial dos núcleos dos
átomos.
 Repulsão dos pares eletrônicos das
ligações ou pares livres dos átomos.
Obs. Toda molécula formada por dois
átomos é sempre linear.

41. Nuvens Eletrônicas
Quando se tratar de moléculas com três ou
mais átomos, considera-se uma nuvem
eletrônica para os casos:
 Ligação covalente simples
 Ligação covalente dupla
 Ligação covalente tripla
 Par de elétrons não ligante

42. Formas Geométricas
 ÁTOMOS HIBRIDIZADOS:
1) sp → linear (ex: BeH2, CO2, etc.)
2) sp2 → trigonal (ex: BF3,, BH3, etc.)
3) sp3 → tetraédrica (ex:CH4, SiH4, etc.)
 ÁTOMOS NÃO HIBRIDIZADOS:
1) 2 átomos → linear (ex: H2, HCl, etc.)
2) 3 átomos → angular (ex: H2O, SO2, etc.)
3) 4 átomos → piramidal (ex: PH3, NH3, etc.)

43. GEOMETRIA
1 - Moléculas diatômicas = são sempre lineares
Ex= H2, Cl2, HCl, HBr......
2- Moléculas poliatômicas
A geometria é determinada pelo número de
pares de elétrons em torno do átomo central.

44. Dois pares ligantes – Linear (1800)
Ex= CO2, CS2....
:Ö = C = Ö:
Três pares
Todos ligantes – Trigonal plana (120 0)
Ex = SO3, BF3.

45. - Dois ligantes e um não ligante – Angular plana (~1050)
Ex = SO2
Quatro pares
-Todos ligantes – Tetraédrica (109028’)
Ex = CH4

46. - Três ligantes e um não ligante – Piramidal (~107 0)
Ex = NH3
- Quatro ligantes e dois não ligante – Quadrado
Planar
Ex = ICL4

47. Cinco pares ligantes – Bipirâmide trigonal
Ex = PCl5
Quatro Ligações E Um Par Eletrônico Livre - Gangora
Ex = SF4

48. Três pares ligantes e Dois Não Ligantes – Forma T
Ex = ClF3
Seis pares ligantes – Bipiramide Tetraédrica “Base
Quadrada” ou Octaédrica
Ex = SF6

49. - Cinco ligantes e Um não ligante – Pirâmide
Quadrada
Ex = FCL5
- Sete ligantes e Zero não ligante – Bipirâmide
Pentagonal
Ex = FB7

50. GEOMETRIAS
MOLECULA

51. Exercícios de fixação:
Determine a forma geométrica das espécies químicas abaixo:
• SCl2
• BF3
• HCl
• O3
• PH3
• CO2
• P4
• SiH4

52. POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
 Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões
distintas da ligação – pólos.
 Ligações iônicas: são fortemente polarizadas,
cada íon define um pólo da ligação.
_
+

53. Polaridade das Ligações
 Ligações covalentes: é função da diferença de
eletronegatividade entre os átomos da ligação.
Classificação:
- Apolar: formadas por átomos de eletronegatividades
iguais, a nuvem não se deforma.
- Polar: formadas por átomos de eletronegatividade
diferentes, a nuvem se deforma.

54. Polaridade das Ligações
Ligação covalente apolar:
H H
H2 →
Ligação covalente polar:
δ+ δ-
H Cl
HCl →

55. 1) Ligação Covalente Apolar: Ocorre entre
átomos iguais. Dessa forma, os átomos
possuem mesma eletronegatividade e atraem,
conseqüentemente, o par eletrônico
compartilhado com a mesma intensidade.
Ex.: H2, O2, N2
H H
O par eletrônico é eqüidistante
aos dois núcleos

56. 2) Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos
diferentes. Dessa forma, o átomo que possui maior
eletronegatividade atrai o par eletrônico
compartilhado com maior intensidade.
Ex.: HCl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro
pois este átomo atrai mais fortemente os elétrons da
ligação covalente (porque é mais eletronegativo).
α+ α-
A ligação forma
H Cl
um dipolo elétrico

57. Obs. Quanto maior a diferença de
eletronegatividade entre os átomos maior a
polarização.
F > O > N = Cl > Br > I = S = C > P = H > metais
A cada ligação covalente polar
corresponde um dipolo elétrico.Serão tantos
dipolos, quantas forem as ligações polares.
µ

58. As ligações polares e os dipolos formados
serão tanto maiores, quanto maior for a diferença
de eletronegatividade entre os átomos ligantes.
Ex: H-F > H-Cl > H-Br > H-I
H2O > H2S
Representação do dipolo = vetor momento dipolar
→
µ

59. POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
 Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões
distintas da molécula, sua força depende da polaridade
das ligações e da geometria molecular.
 Momento dipolar: é o vetor que orienta a polaridade
da ligação, pólo positivo para o negativo.
Ex: H → Cl
µ
 Momento dipolar resultante (µ r): vetor que
define a polaridade da molécula, soma dos vetores.

60. Polaridade das Moléculas
 Molécula apolar: momento dipolar (µ r) = zero.
Ex: molécula do gás carbônico – CO2.
O=C=O ⇒ O← Cµ O
→ ⇒ µ r = Zero
µ
 Molécula polar: momento dipolar (µ r) ≠ zero.
Ex: molécula da água – H2O.
O ⇒ O ⇒ µ r ≠ Zero
(polar)
H H H H

61. Exercícios de fixação:
1. Os tipos de ligações dos compostos LiF, SCl2 e Cl2 são,
respectivamente:
a) covalente apolar, covalente polar e iônica.
b) iônica, covalente apolar e covalente apolar.
c) covalente polar, iônica e covalente apolar.
d) covalente apolar, iônica e covalente polar.
e) iônica, covalente polar, covalente apolar.
2. Dadas as moléculas O2, PCl3, BeH2, C5H10 e CHCl3 o número de
moléculas polares é:
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
3. Dos solventes abaixo, o mais indicado para dissolver enxofre (S 8) é:
a) H2O (água) d) CS2 (dissulfeto de carbono)
b) C2H5OH (álcool etílico)
e) C3H8O3 (glicerina) c) HCCl3

62. LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
 DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de
substâncias no estado sólido ou líquido.
 Tipos de ligações intermoleculares:
1) Ligação Dipolo – Dipolo: ocorrem entre as
moléculas polares.
2) Pontes de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas
fortemente polarizadas, quando o H se encontra ligado
aos átomos de F, O e N.
3) Ligação Dipolo Induzido – Dipolo Induzido:
ocorrem entre as moléculas apolares.

63. Forças Intermoleculares e as
Propriedades PF e PE
 Dois fatores influem nos PF e PE:
1) Ligações intermolecular: quanto maior a
intensidade das forças de ligação, maiores os PF e
PE da substância.
Ordem crescente da intensidade de interação:
Dipolo induzido < dipolo – dipolo < pontes de H
2) O tamanho das moléculas: quanto maior o
tamanho das moléculas, maiores o PF e PE da
substância.

64. Forças Intermoleculares e as
Propriedades PF e PE
 Exemplos:
PE PE
SnH4 100 H2O
GeH4
SeH4 0 H2Te
H2S H2Se
CH4
- 100
Tamanho da molécula Tamanho da molécula

65. LIGAÇÃO METÁLICA
 Definição: ligações entre átomos de metais que
formam retículos cristalinos de cátions fixos unidos
por uma nuvem de elétrons livres da camada de
valência.
Retículo Cristalino

66. Características dos Metais
 Sólidos a temperatura ambiente, exceção do Hg (líquido).
 Apresentam brilho metálico, fundidos perdem o brilho,
exceção para o Mg e Al.
 Densidade superior a da água, exceção para os alcalinos.
Menor Li = 0,53 g/mL, maior Os = 22,5g/mL.
 PF muito variável, menor Cs = 28,5°C, maior W = 3382°C.
 Bons condutores de eletricidade e calor. maior Au
condutividade elétrica, seguida do Ag, Cu e Al.
 Maleabilidade e ductibilidade.

67. Ligas Metálicas
 Definição: materiais com propriedades metálicas
que contém dois ou mais elementos, sendo pelo menos
um deles metal. Exemplos:
- Liga de metais para fusíveis ( Bi, Pb, Sn e Cd)
- Liga de ouro de joalharia (Au, Ag e Cu)
- Amálgama dental (Hg, Ag e Cu)
- Bronze ( Cu e Sn)
- Latão (Cu e Zn)

68. Exercícios de fixação:
1. Considere as seguintes substâncias químicas: H2, CH4, HCl, H2S e
H2O. Qual delas apresenta moléculas associados por pontes de
hidrogênio?
a) H2 b) CH4 c) HCl d) H2S e) H2O
2. A figura que melhor representa a evaporação do metanol (CH 3OH) é:
a) b) c) d) e)
H
H C
O OH H 3OH O
CH 3 C H
OH H H
CH 3 H
OH- CH3OH
OH O
CH 3 CH+3 C O
H CH+3 H
CH 3 H H
CH 3 OH-
OH
CH CH
OH OH OH
3
CH 3
3
3
CH
CH 3OH
CH3OH CH3OH
CH3OH CH3OH
CH3OH

69. Exercícios de fixação:
3. Dentre os cloretos a seguir, o mais volátil, provavelmente é:
a) CCl4
b) SiCl4
c) GeCl4
d) SnCl4
e) PbCl4

70. 4. O ferro sólido e o cloreto de sódio fundido conduzem corrente elétrica. O que
há no ferro e no sal que explicam tal comportamento?
Quando H recebe um elétron e se transforma em ânion, podemos dizer que
ohidrogênio passa a ser hélio? Por quê?
O número de massa (A) do 27Al se altera quando ele se transforma em Al 3+?
Por quê?
5. Um elemento metálico forma um sulfeto de fórmula M 2S3. A fórmula de seu
cloreto será:
6. Sabendo que o elemento E pertence ao subgrupo 2A e que o elemento D
pertence ao subgrupo 7A, escreva a fórmula do composto constituído por E
e D e a natureza da ligação entre eles.
7. Átomos neutros representados por 73X ao se unirem a átomos de flúor formam
o composto iônico de fórmula:
8. Sejam os elementos X com 53 elétrons e Y com 38 elétrons. Depois de
fazermos a sua distribuição eletrônica, podemos afirmar que o composto
mais provável formado pelo elementos é:

71. 9. Qual o número de ligações coordenadas nas moléculas de H2SO4,
H3PO4 e SO2, respectivamente?
10. Quais ligações são apresentadas pelo cloreto de amônio
(NH4Cl) possui:
11. Dadas as moléculas:
HCl.
H2O
NH3.
BF3.
CH4.
Quais são polares:
12. Qual o tipo de interação que se manifesta entre as moléculas de:
NH3?

72. 13. Comparando-se as temperaturas de ebulição dos compostos HF,
HCl, HBr, HI, nota-se que a do HF é muito elevada em relação
aos demais. Como poderíamos explicar esse fato?
14. A congelação da água na superfície dos lagos em países frios
ocorre pela:
a) ruptura de ligações intermoleculares.
b) Ruptura de ligações intramoleculares.
c) Formação de ligações intermoleculares.
d) Formação de ligações intramoleculares.
e) Formação de ligação inter e intramoleculares.
15.O dióxido de carbono solidificado, as moléculas de CO2 serão
unidas por ligações: