A ligação química

Os átomos ligam-se quimicamente, formando

moléculas e assim atingirem uma situação

mais estável.

A energia das moléculas é menor do que a

energia dos átomos não ligados

Notação ou representação de Lewis

Representação dos átomos rodeados por um

conjunto de pontos ou cruzes que simbolizam

os eletrões de valência.

A ligação iónica

Resulta da transferência de eletrões entre os

catiões (cede eletrões) e os aniões (capta

eletrões). Os átomos da molécula encontram-

se ligados por atração eletroestática.

Exemplo: os elementos do 1º, 2º grupo e o alumínio

com os elementos dos grupos 15, 16 e 17. (NaCl)

A ligação metálica

Estabelece-se entre átomos metálicos por

atração entre os eletrões livres libertados por

átomos de metais e os iões positivos

resultantes.

A ligação covalente

Resulta da partilha de eletrões entre átomos

não metálicos. Os eletrões partilhados são

atraídos por ambos os núcleos e passam a

pertencer a molécula.

Exemplo: HCl

Tipos de ligações covalentes

Ligação covalente apolar – os eletrões da

ligação são igualmente atraídos pelos núcleos

dos átomos que intervêm na ligação.

Ligação covalente polar – os eletrões da

ligação não são igualmente atraídos pelos

núcleos dos átomos que intervêm na ligação,

formando-se dois pólos na molécula (um

positivo e outro negativo).

Ligação covalente simples – quando 2 átomos

partilham 1 par de eletrões.

Ligação covalente dupla – quando 2 átomos

partilham 2 pares de eletrões.

Ligação covalente tripla – quando 2 átomos

partilham 3 pares de eletrões.

- A ligação covalente simples é a mais fraca e

têm maior comprimento de ligação.

- A ligação covalente triplas é a mais forte e têm

menor comprimento de ligação.

Nota:

O comprimento de ligação é a distância entre os núcleos

dos átomos da molécula.