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Resumos/Física e Química A/Ligação química
Resumos · Física e Química APT · Secundário

Ligação química

Distinguem-se as ligações covalente, iónica e metálica, relaciona-se a energia de ligação com o comprimento de ligação e a estabilidade, representam-se estruturas de Lewis e preveem-se geometrias moleculares. Estuda-se ainda a polaridade das ligações e das moléculas e as forças intermoleculares, relacionando-as com as propriedades físicas das substâncias. Matéria do 10.º ano, avaliada no Exame Nacional (prova 715).

4 secções·~10 min de leitura·3 competências·Nível Base 1 · Padrão 2 · Aprofundamento 1

T·0444 / 17
Perfil de exame
Distinguir os tipos de ligação química e relacioná-los com propriedades das substânciasRepresentar estruturas de Lewis e prever geometrias molecularesRelacionar a polaridade das moléculas e as forças intermoleculares com as propriedades físicas
Operadores:distinguerepresentaprevêrelacionajustificaexplica

nível básico

Distinguir ligações covalente, iónica e metálica e representar estruturas de Lewis simples.

nível avançado

Prever geometrias moleculares e polaridade e relacionar forças intermoleculares com pontos de fusão e ebulição.

Profundidade

Profundidade de leitura: Aprofundado

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Conteúdo · 4 secções▾
  1. Ligação química
    • 01Tipos de ligação química○
    • 02Energia e comprimento de ligação◐
    • 03Estruturas de Lewis e geometria molecular◐
    • 04Polaridade e forças intermoleculares●
§ 01

Tipos de ligação química#

●○○BaseLPAE-fisica-e-quimica-a-10-ligacao-quimica

Pontos-chave

Os átomos ligam-se para atingir uma configuração eletrónica mais estável, geralmente a de gás nobre (regra do octeto). Há três tipos fundamentais de ligação química, que se distinguem pela forma como os eletrões de valência são partilhados ou transferidos, e que dão origem a substâncias com propriedades muito diferentes (ver Fig. 1).

Tipos de ligação química

Tipos de ligaçãoTabela com 3 colunas e 3 linhas, Dados: Ligação · Como se estabelece · Exemplo; Covalente · partilha de pares de eletrões (não-metais) · H₂O, CO₂; Iónica · transferência de eletrões (metal + não-metal) · NaCl, KCl; Metálica · catiões num mar de eletrões deslocalizados · Cu, FeLIGAÇÃOCOMO SE ESTABELECEEXEMPLOCovalentepartilha de pares deeletrões (não-metais)H₂O, CO₂Iónicatransferência de eletrões(metal + não-metal)NaCl, KClMetálicacatiões num mar de eletrõesdeslocalizadosCu, Fe
Fig. 1Fig. 1 — Os três tipos de ligação química e substâncias representativas.
Na ligação covalente, dois átomos (em regra não-metais) partilham pares de eletrões. Pode ser simples (1 par), dupla (2 pares) ou tripla (3 pares). Origina moléculas discretas (como «H₂O», «CO₂») ou redes covalentes (como o diamante). É uma ligação forte e direcional.
Na ligação iónica há transferência de eletrões de um metal para um não-metal, formando iões de carga oposta (catiões e aniões) que se atraem eletrostaticamente e se organizam numa rede cristalina (como no «NaCl»). Os compostos iónicos são sólidos de elevado ponto de fusão e conduzem corrente elétrica quando fundidos ou dissolvidos.
Na ligação metálica, os catióes metálicos ocupam posições fixas numa rede, envolvidos por um «mar» de eletrões de valência deslocalizados. Esta mobilidade eletrónica explica as propriedades típicas dos metais: boa condutividade elétrica e térmica, brilho e maleabilidade. A Fig. 1 resume os três tipos e as suas características.
Exemplo resolvido

Classificar ligações químicas

Indica o tipo de ligação em: (a) ferro metálico (Fe); (b) fluoreto de sódio (NaF); (c) amoníaco (NH₃).

  1. 01(a) Fe

    Substância elementar metálica ⇒ ligação metálica (catiões + eletrões deslocalizados).

  2. 02(b) NaF

    Metal (Na) + não-metal (F), com transferência de eletrões ⇒ ligação iónica.

  3. 03(c) NH₃

    Só não-metais, com partilha de eletrões ⇒ ligação covalente.

Resultado: Fe: metálica; NaF: iónica; NH₃: covalente.

Foco no Exame Nacional

  • Distinguir ligação covalente, iónica e metálica quanto às partículas e ao modo de partilha de eletrões.
  • Relacionar o tipo de ligação com propriedades (ponto de fusão, condutividade, estado físico).

Erros frequentes

  • Dizer que os compostos iónicos conduzem corrente no estado sólido (só o fazem fundidos ou em solução).
  • Confundir ligação (intramolecular, entre átomos) com forças intermoleculares (entre moléculas).

Revisão ativa

Classifica a ligação química presente em cada uma das seguintes substâncias: cobre (Cu), cloreto de potássio (KCl) e dióxido de carbono (CO₂).

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 10.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

§ 02

Energia e comprimento de ligação#

●●○PadrãoLPAE-fisica-e-quimica-a-10-ligacao-quimica

Pontos-chave

Quando dois átomos se aproximam, a energia potencial do sistema varia com a distância internuclear. A grandes distâncias não há interação; ao aproximarem-se, a atração faz descer a energia até um mínimo; muito perto, a repulsão entre os núcleos fá-la subir abruptamente. A distância a que a energia é mínima é o comprimento de ligação — a posição de equilíbrio da ligação (ver Fig. 2).

Energia potencial em função da distância internuclear

Curva de energia potencialGráfico de energia potencial, mínimo em (1, -1), no intervalo x de 0.9 a 3, assíntota horizontal em y = 011.522.53−1−0.50.511.5comprimento deligaçãoátomos separadosenergiapotencialenergia potencialdistância internuclear
Fig. 2Fig. 2 — O mínimo da curva define o comprimento de ligação; a profundidade do poço é a energia de ligação.
A profundidade do poço de energia mede a energia de ligação: a energia libertada quando a ligação se forma (ou, equivalentemente, a energia que é preciso fornecer para a quebrar). Quanto mais profundo o mínimo, mais forte e estável é a ligação. Formar ligações liberta energia; quebrá-las exige energia.
Energia e comprimento de ligação estão relacionados: em geral, ligações mais curtas são mais fortes. Por isso, para os mesmos átomos, uma ligação tripla é mais curta e mais forte do que uma dupla, e esta mais do que uma simples (por exemplo, «C≡C > C=C > C−C» em energia de ligação). Estes valores são tabelados e usados em cálculos energéticos.
A Fig. 2 mostra a curva de energia potencial em função da distância internuclear: o mínimo assinala o comprimento de ligação e a sua profundidade corresponde à energia de ligação. Esta curva é o modelo físico que fundamenta toda a discussão de estabilidade das moléculas.
Exemplo resolvido

Relacionar energia e comprimento de ligação

As ligações C−C, C=C e C≡C têm comprimentos 154 pm, 134 pm e 120 pm. Ordena-as por energia de ligação crescente.

  1. 01Regra geral

    Para os mesmos átomos, ligações mais curtas são mais fortes (maior energia de ligação).

  2. 02Ordenar por comprimento

    C−C (154) > C=C (134) > C≡C (120) pm.

  3. 03Inverter para a energia

    Menor comprimento ⇒ maior energia: C−C < C=C < C≡C.

Resultado: Energia de ligação crescente: C−C < C=C < C≡C (a tripla é a mais curta e mais forte).

Foco no Exame Nacional

  • Interpretar a curva de energia potencial em função da distância internuclear (mínimo = comprimento de ligação).
  • Relacionar energia de ligação com comprimento de ligação e com a estabilidade da molécula.

Erros frequentes

  • Pensar que a formação de uma ligação consome energia (liberta; é a quebra que consome).
  • Associar maior comprimento de ligação a maior energia de ligação (em geral é o contrário).

Revisão ativa

Ordena por energia de ligação crescente as ligações C−C, C=C e C≡C, justificando com base no comprimento de ligação.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 10.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

§ 03

Estruturas de Lewis e geometria molecular#

●●○PadrãoLPAE-fisica-e-quimica-a-10-ligacao-quimica

Pontos-chave

Uma estrutura de Lewis representa os eletrões de valência de uma molécula: os pares ligantes (partilhados, que formam as ligações) e os pares não-ligantes (isolados, sobre um átomo). Constrói-se de modo a que cada átomo (exceto o hidrogénio, que fica com 2) fique rodeado por 8 eletrões — a regra do octeto. A Fig. 3 mostra a estrutura de Lewis da água, com os dois pares não-ligantes do oxigénio.

Estrutura de Lewis da água

Molécula de água (H₂O)Fórmula de estrutura com 3 átomos e 2 ligações, 2 pares de eletrões não ligantes, Dados: O, H, H, O–H, O–HOHH
Fig. 3Fig. 3 — Molécula de água: 2 pares ligantes e 2 pares não-ligantes no oxigénio ⇒ geometria angular.
A geometria molecular resulta da repulsão entre os pares de eletrões de valência à volta do átomo central: os pares dispõem-se o mais afastados possível. Contam os pares ligantes e não-ligantes: 2 pares dão geometria linear, 3 trigonal plana, 4 tetraédrica. Os pares não-ligantes ocupam a sua posição mas «não se veem» na forma da molécula.
Assim, a partir do número de pares ligantes e não-ligantes prevê-se a forma: «CO₂» (2 pares ligantes, 0 não-ligantes) é linear; «H₂O» (2 ligantes, 2 não-ligantes) é angular; «NH₃» (3 ligantes, 1 não-ligante) é piramidal trigonal; «CH₄» (4 ligantes) é tetraédrica. Os pares não-ligantes «apertam» os ângulos (na água, ≈ 105°, menor que os 109,5° do metano).
A geometria condiciona a polaridade e, com ela, muitas propriedades. Saber desenhar a estrutura de Lewis e deduzir a geometria de moléculas simples é uma competência frequentemente avaliada. A Fig. 4 organiza as geometrias mais comuns segundo o número de pares ligantes e não-ligantes.

Geometrias moleculares comuns

Geometrias molecularesTabela com 3 colunas e 4 linhas, Dados: Molécula · Pares ligantes / não-ligantes · Geometria; CO₂ · 2 / 0 · linear (180°); H₂O · 2 / 2 · angular (≈105°); NH₃ · 3 / 1 · piramidal trigonal; CH₄ · 4 / 0 · tetraédrica (109,5°)MOLÉCULAPARES LIGANTES /NÃO-LIGANTESGEOMETRIACO₂2 / 0linear (180°)H₂O2 / 2angular (≈105°)NH₃3 / 1piramidal trigonalCH₄4 / 0tetraédrica (109,5°)
Fig. 4Fig. 4 — Geometria molecular segundo o número de pares ligantes e não-ligantes.
Exemplo resolvido

Lewis e geometria do amoníaco

Deduz a estrutura de Lewis e a geometria da molécula de amoníaco, NH₃.

  1. 01Eletrões de valência

    N tem 5 e cada H tem 1: total 5 + 3 × 1 = 8 eletrões (4 pares).

  2. 02Distribuir

    3 pares ligantes (N−H) e 1 par não-ligante no azoto, cumprindo o octeto do N.

  3. 03Geometria

    4 pares à volta do N (3 ligantes + 1 não-ligante) ⇒ arranjo tetraédrico, forma piramidal trigonal.

Resultado: NH₃ tem 3 ligações N−H e 1 par não-ligante no azoto: geometria piramidal trigonal.

Foco no Exame Nacional

  • Representar estruturas de Lewis de moléculas simples respeitando a regra do octeto.
  • Prever a geometria molecular a partir do número de pares ligantes e não-ligantes.

Erros frequentes

  • Esquecer os pares não-ligantes ao deduzir a geometria (a água é angular, não linear, por causa deles).
  • Não respeitar a regra do octeto ou contar mal os eletrões de valência totais.

Revisão ativa

Representa a estrutura de Lewis do amoníaco (NH₃) e indica a sua geometria molecular.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 10.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

§ 04

Polaridade e forças intermoleculares#

●●●AprofundamentoLPAE-fisica-e-quimica-a-10-ligacao-quimica

Pontos-chave

Uma ligação é polar quando os átomos têm eletronegatividades diferentes: o átomo mais eletronegativo atrai mais o par ligante, criando um polo negativo e um polo positivo. A molécula é polar se, além de ligações polares, a sua geometria não anular a soma vetorial dos dipolos. Assim, «CO₂» é apolar (linear, os dipolos cancelam-se) mas «H₂O» é polar (angular, os dipolos somam-se).
As forças intermoleculares atuam entre moléculas (não confundir com as ligações, que unem átomos dentro da molécula) e são muito mais fracas do que estas. Existem três tipos principais: as forças de dispersão de London (entre quaisquer moléculas, por dipolos instantâneos), as forças dipolo–dipolo (entre moléculas polares) e as ligações de hidrogénio (ver Fig. 5).

Forças intermoleculares

Forças intermolecularesTabela com 3 colunas e 3 linhas, Dados: Força intermolecular · Ocorre entre · Intensidade relativa; Dispersão de London · todas as moléculas · fraca; Dipolo–dipolo · moléculas polares · moderada; Ligação de hidrogénio · H ligado a F, O ou N · forteFORÇA INTERMOLECULAROCORRE ENTREINTENSIDADE RELATIVADispersão de Londontodas as moléculasfracaDipolo–dipolomoléculas polaresmoderadaLigação de hidrogénioH ligado a F, O ou Nforte
Fig. 5Fig. 5 — Forças intermoleculares por ordem crescente de intensidade.
A ligação de hidrogénio é a força intermolecular mais intensa; ocorre quando um átomo de hidrogénio está ligado a um átomo muito eletronegativo e pequeno — flúor, oxigénio ou azoto — e interage com um par não-ligante de outro átomo desses. Explica o ponto de ebulição anormalmente alto da água e a sua importância biológica.
As forças intermoleculares determinam propriedades físicas como o ponto de fusão e de ebulição, a solubilidade e a volatilidade: quanto mais intensas, mais energia é preciso fornecer para separar as moléculas, logo maiores os pontos de fusão/ebulição. É por terem ligações de hidrogénio que a água ferve a 100 °C, muito acima do esperado para uma molécula tão leve.
Exemplo resolvido

Polaridade e ponto de ebulição

Explica por que o ponto de ebulição da água (100 °C) é muito superior ao do sulfureto de hidrogénio, H₂S (−60 °C).

  1. 01Polaridade

    Ambas são moléculas angulares e polares, com ligações polares ao O e ao S.

  2. 02Ligações de hidrogénio

    Na água, o H está ligado a O (muito eletronegativo) ⇒ há ligações de hidrogénio; no H₂S, o S não as estabelece.

  3. 03Consequência

    As ligações de hidrogénio da água são fortes, exigindo mais energia para separar as moléculas ⇒ ponto de ebulição muito mais alto.

Resultado: A água ferve a temperatura muito superior por estabelecer ligações de hidrogénio, ausentes no H₂S.

Foco no Exame Nacional

  • Classificar ligações e moléculas quanto à polaridade, tendo em conta a geometria.
  • Identificar as forças intermoleculares presentes e relacioná-las com pontos de fusão/ebulição e solubilidade.

Erros frequentes

  • Concluir que uma molécula com ligações polares é sempre polar (a geometria pode anular os dipolos, como em CO₂).
  • Confundir ligação de hidrogénio (força intermolecular) com a ligação covalente O−H (intramolecular).

Revisão ativa

Justifica por que a água (H₂O) tem um ponto de ebulição muito superior ao do sulfureto de hidrogénio (H₂S), apesar de o enxofre ser mais pesado do que o oxigénio.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 10.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Conteúdo

Secção -- / 04

    • 01Tipos de ligação química○
    • 02Energia e comprimento de ligação◐
    • 03Estruturas de Lewis e geometria molecular◐
    • 04Polaridade e forças intermoleculares●

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Dos resumos à prática

Ligação química

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Fontes

Direção-Geral da Educação (DGE)

  • Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 10.º ano (DGE)

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