Por quê estudar? O tipo de ligação interatômica geralmente explica a propriedade do material. Exemplo: o carbono pode existir na forma de grafite que é mole, escuro e “gorduroso” e na forma de diamante que é extremamente duro e brilhante. Essa diferença nas propriedades é directamente atribuída ao tipo de ligação química que é encontrada no grafite e não no diamante.

1. ASSUNTO
2. Ligação química nos
sólidos

2. LIGAÇÕES QUÍMICAS
EM MATERIAIS
SÓLIDOS
(Breve Revisão)
Por quê estudar?
O tipo de ligação interatômica geralmente explica a
propriedade do material.
Exemplo: o carbono pode existir na forma de grafite que é mole,
escuro e “gorduroso” e na forma de diamante que é extremamente
duro e brilhante. Essa diferença nas propriedades é directamente
atribuída ao tipo de ligação química que é encontrada no grafite e
não no diamante.

3. Os átomos de carbono na grafita também são unidos fortemente através
de ligações covalentes, mas só dentro de um plano, diferentemente da
rede 3D das ligações do diamante. Estes planos de átomos de carbono
simplesmente empilham-se uns sobre os outros, sendo as forças de
união entre os planos, muito fracas. Os planos de átomos de carbono
podem então deslizar facilmente uns sobre os outros, e por isto a grafita
é importante lubrificante!
GRAFITADIAMANTE
Ligação fraca
Ligação forte

4. LIGAÇÕES QUÍMICAS EM
MATERIAIS SÓLIDOS
 Os elementos ligam-se para formar os
sólidos para atingir uma configuração mais
estável: oito elétrons na camada mais
externa.
 A ligação química é formada pela interação
dos eléctrons de valência através de um dos
seguintes mecanismos:
- Ganho de eléctrons
- Perda de eléctrons
- Compartilhamento de eléctrons

5. TIPOS DE LIGAÇÕES
 Metálica
 Covalente
 Iônica
 Van der Waals
A eletronegatividade dos átomos é o que determina o tipo de
ligação

6. TIPOS DE LIGAÇÕES
 Metálica
 Covalente
 Iônica
 Van der Waals
 Forma-se com átomos de baixa
eletronegatividade
(apresentam no máximo 3
elétrons de valência)
 Então, os elétrons de valência
são divididos com todos os
átomos (não estão ligados a
nenhum átomo em particular) e
assim eles estão livres para
conduzir
 A ligação metálica não é
direcional porque os elétrons
livres protegem o átomo
carregado positivamente das
forças repulsivas eletrostáticas
 A ligação metálica é geralmente
forte (um pouco menos que a
iônica e covalente)= 20-200
Kcal/mol
 Ex: Hg e W
Elétrons de valência
Átomo+elétrons das camadas mais internas

7. TIPOS DE LIGAÇÕES
 Covalente
 Metálica
 Iônica
 Van der Waals
 Os elétrons de valência são
compartilhados
 Forma-se com átomos de
alta eletronegatividade
 A ligação covalente é
direcional e forma ângulos
bem definidos (apresenta
um certo grau de ligação
iônica)
 A ligação covalente é forte =
125-300 Kcal/mol
 Esse tipo de ligação é
comum em compostos
orgânicos, por exemplo em
materiais poliméricos e
diamante.Ex: metano (CH4)

8. TIPOS DE LIGAÇÕES
 Iônica
 Metálica
 Covalente
 Van der Waals
 Os elétrons de valência são
transferidos entre átomos
produzindo íons
 Forma-se com átomos de
diferentes
eletronegatividades (um
alta e outro baixa)
 A ligação iônica não é
direcional, a atração é
mútua
 A ligação é forte= 150-300
Kcal/mol (por isso o PF dos
materiais com esse tipo de
ligação é geralmente alto)
 A ligação predominante nos
materiais cerâmicos é iônica

10. CONSIDERAÇÕES SOBRE
LIGAÇÃO IÔNICA E COVALENTE
 Muito poucos compostos exibem ligação iônica e
covalente puras
 A maioria das ligações iônicas tem um certo grau de
ligação covalente e vice –versa transferem e
compartilham elétrons
 O grau do tipo de ligação depende da
eletronegadividade dos átomos constituintes.
 Quanto maior a diferença nas eletronegatividades
mais iônica é a ligação
 Quanto menor a diferença nas eletronegatividades
mais covalente é a ligação

11. TIPOS DE LIGAÇÕES
 Van der Waals
 Metálica
 Covalente
 Iônica
 São ligações secundárias ou
físicas
 A polarização (formação de
dipólos) devido a estrutura da
ligação produz forças atrativas
e repulsivas entre átomos e
moléculas
 A ligação de van der Waals não
é direcional
 A ligação é fraca< 10 Kcal/mol
 Exemplo desse tipo de ligação
acontece entre átomos de H e
em estrut. moleculares e
moléc. polares
A ligação é gerada por pequenas assimetria
na distribuição de cargas

12. LIGAÇÃO DE VAN DER WAALS
EXEMPLO: MOLÉCULA DE ÁGUA
 A molécula de água apresenta
polarização de carga (formação de
dipólos): positiva proxima aos
átomos de H e negativa onde os
elétrons de valência do oxigênio
estão localizados
 Isto produz forças de van der
Waals entre as moléculas, fazendo
com que as mesmas tendam a
alinhar-se os pólos negativos com
positivos. Como o angulo de ligação
109,5o, as moléculas formam uma
estrutura quase hexagonal (veja
figura)
 O gelo tem estrutura hexagonal
devido a este tipo de ligação. Ë
menos denso por isso flutua sobre a
água.
á
g
u
a
H H
o