UNIDADE 1 - Quimica Geral e Organica

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Química Geral e Orgânica 
Unidade 1 – Estrutura atômica 
arthurbottino@hotmail.com 
(22) 99209-8398 Tópico 1 
 
Modelos atômicos 
Introdução 
 A química está presente em todos os momentos de nossas vidas, 
mesmo que, muitas vezes, não nos damos conta disso 
 
 Muitas pessoas fazem mau uso da definição da química, relacionando-
a com produtos tóxicos, carcinogênicos e causadores de vários 
impactos ambientais 
 Não podemos nos esquecer dos medicamentos, dos bactericidas, dos alimentos 
e entre outros, que nos trazem muitos benefícios. 
 
 Atualmente, fala-se muito em sustentabilidade e este é um dos 
desafios da indústria química 
 Criar produtos que o desenvolvimento se apoie nos três pilares da 
sustentabilidade: a preocupação com o meio social, o meio econômico e o meio 
ambiente 
 
 
 
 
Introdução 
 A química é uma ciência experimental, por isso seu estudo e aplicação é 
indispensável para o desenvolvimento científico e tecnológico 
 Desde os primórdios, o homem tentava entender a origem da vida, a relação entre o homem 
e o seu meio e as transformações ocorridas na natureza 
 
 Empédocles, um filósofo grego, idealizou a explicação da constituição da 
matéria 
 Para ele a matéria era constituída por quatro elementos primários: o fogo, o ar, a água e a 
terra 
 Tais elementos sofriam constantes mudanças, porém, eram indestrutíveis 
 
 Em seguida, Aristóteles divulgou sua ideia de que esses quatro elementos 
poderiam ser diferenciados através de suas propriedades: 
 A terra seria fria e seca 
 A água seria fria e úmida 
 O fogo seria quente e seco 
 O ar seria quente e úmido 
 
 
 
Introdução 
 Essa visão trouxe 
consigo a ideia de 
que uma substância 
poderia ser 
transformada em 
outra a partir da 
combinação ou 
alteração de suas 
características. 
 Ex.: chuva como 
resfriamento do ar 
quente e úmido. 
Modelos atômicos 
 
“Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo 
se transforma” 
 
Esta famosa frase que foi enunciada por Lavoisier em meados de 1775, 
faz referência a Lei da Conservação das Massas 
 
Modelos atômicos 
 Os modelos atômicos são mecanismos pelos quais se tenta entender 
do que a matéria é formada e as características dessas partículas 
 
 A primeira menção a átomos veio por volta de 400 a.C. 
 Os filósofos Leucipo e Demócrito divulgaram que a matéria seria formada por 
essas pequenas partículas, que para eles eram indivisíveis 
 
 Foi nos séculos XVIII e XIX, que os cientistas definiram teorias para 
explicar a constituição microscópica da matéria 
 Com estes estudos, os químicos conseguiram explicar as razões das 
combinações entre os elementos químicos na formação de novos compostos 
 
 
Modelo atômico de John Dalton 
 
 
Modelo atômico de John Dalton 
 
 
 O cientista inglês John Dalton (1766 – 1844) propôs em meados de 
1800, o modelo conhecido como Teoria Atômica de Dalton 
 A matéria é constituída por pequenas partículas esféricas maciças e indivisíveis, 
denominadas átomos 
 
 Elemento químico é a junção de átomos com a mesma massa, tamanho e as 
mesmas propriedades 
 
 Elementos químicos diferentes possuem propriedades diferentes, tais como 
tamanho e massa 
 
 A combinação de átomos de elementos diferentes, forma substâncias diferentes 
 
Durante uma reação química os átomos não são criados, nem destruídos, são 
reorganizados, formando novas substâncias 
 
Modelo atômico de John Dalton 
 
 
Modelo atômico de Thomson 
 
 
Modelo atômico de Thomson 
 
 
 Joseph John Thomson (1856-1940), no final de 1800, conseguiu 
demonstrar que o átomo não era indivisível, utilizando uma 
aparelhagem denominada tubo de raios catódicos 
 Os raios eram partículas (corpúsculos) menores que os átomos 
 
 Os raios apresentavam carga elétrica negativa, denominados 
elétrons 
 
 O átomo era uma esfera maciça, positiva incrustada de elétrons 
(carga negativa), de modo que a carga total fosse nula 
 
 Em sua totalidade, o átomo seria eletricamente neutro 
Modelo atômico de Thomson 
 
 
Modelo atômico de Ernest Rutherford 
 
 
Modelo atômico de Ernest Rutherford 
 
  Ernest Rutherford (1871 – 1937) em 1904, ao realizar um experimento 
com gás hidrogênio detectou a presença de partículas com cargas 
elétricas positivas ainda menores, as quais ele denominou prótons 
 
A massa de um próton é aproximadamente 1836 vezes maior que a de um 
elétron 
 
 Em 1911, ele propôs que o átomo seria constituído no centro, por um 
núcleo positivo que continha também os nêutrons do átomo 
 
 A região fora do núcleo, chamada de eletrosfera, deveria ser ocupada 
pelos elétrons de carga negativa, orbitando ao redor do núcleo 
 
Modelo atômico de Ernest Rutherford 
 
 
Modelo atômico de Niels Bohr 
 
 
 Após Rutherford, muitos cientistas aproveitaram os conhecimentos já 
adquiridos e focaram seus estudos na distribuição dos elétrons na eletrosfera 
 
 Niels Bohr (1885 – 1962) desenvolveu um modelo atômico partindo dos 
seguintes postulados 
 
 Os elétrons movimentam-se em órbitas circulares ao redor do núcleo do átomo 
 
 Cada órbita possui energia constante, estacionária. Os elétrons que estiverem nas órbitas 
mais afastadas do núcleo serão mais energéticos 
 
 Absorvendo certa quantidade de energia o elétron salta para uma órbita mais energética. 
Voltando à sua órbita original, perde a mesma quantidade de energia, na forma de luz (ondas 
eletromagnéticas) 
 
 O núcleo é positivo e as órbitas são regiões específicas disponíveis para acomodar os 
elétrons, de carga negativa, as chamadas camadas eletrônicas ou níveis de energia 
 
 Cada camada eletrônica ou nível de energia foi representado por uma letra: K, L, M, N, O, 
P e Q, recebendo um número quântico principal (n): 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7, respectivamente 
Modelo atômico de Niels Bohr 
 
 
 A camada 
eletrônica ou nível 
de energia mais 
afastada do núcleo 
é a mais energética 
e recebe o nome de 
Camada de Valência 
Matéria 
 
 
 A Química é a ciência que estuda a composição, as interações e as 
transformações da matéria 
 
 A matéria é definida como tudo que possui massa, volume e ocupa lugar no 
espaço 
 
 A impenetrabilidade é uma propriedade da matéria, onde dois corpos não 
podem ocupar, ao mesmo tempo, o mesmo lugar 
 
 Devemos ter o cuidado para não confundir energia com matéria, a energia 
não ocupa lugar no espaço 
 
 Toda matéria é formada por átomos 
 Ao se definir a composição de um material ou substâncias, consegue-se 
identificar quais ou átomos que a formam, ou seja, quais os elementos 
químicos que estão presentes 
 
Matéria – Propriedades fisicoquímicas 
 
 
 A matéria apresenta 3 estados físicos principais, sendo eles o 
sólido, líquido e gasoso 
 
 Em relação às propriedades físicas, podemos citar alguns exemplos 
que podem ser modificados através da variação de: 
 Temperatura – Grau de agitação das moléculas 
 
 Densidade - Relação entre a massa e o volume da substância 
 
 Ductibilidade - Capacidade de formar fios 
 
 Maleabilidade - Capacidade de formar lâminas 
 
 Pontos de fusão – Passagem do estado sólido para o líquido 
 
 Pontos de ebulição – Passagem do estado líquido para o gasoso 
 
 Viscosidade – Fluidez de uma substância 
 
 
Matéria – Propriedades fisicoquímicas 
 
 
 Em relação às propriedades químicas, podemos citar: 
 
 Polaridade (carga) que explica a solubilidade das substâncias 
 
 Reatividade química 
 
 Acidez e a basicidade - Definidas pelo pH (potencial hidrogeniônico) 
 
 Caráter eletrolítico ou não eletrolítico 
 
 Compostos inorgânicos (reino mineral) 
 
 Compostos orgânicos (compostos do elemento carbono) 
 
 Capacidade oxidante e redutora 
 
Substâncias e misturas 
 
 
Matéria – Partículas fundamentais 
 
 
 Prótons 
 São partículas presentes no núcleo, positivas e com massa considerável 
 Representadaspor (p+) 
 
 Elétrons 
 São partículas presentes na eletrosfera, negativas e com massa desprezível 
 Representadas por (e-) 
 
 Nêutrons 
 São partículas presentes no núcleo, com carga neutra e massa considerável 
 Representadas por (n) ou (n0) 
Elemento químico 
 
 
 A junção de vários átomos iguais, ou seja, que apresentam o 
mesmo número atômico (Z) é chamado de: elemento químico 
 
 O número atômico indica a quantidade de prótons e elétrons de uma 
determinada substâncias 
 
 Z = p+ = e- (quando no estado fundamental) 
 
 A Massa Atômica (A) é a junção dos prótons com os 
neutrons 
 
 Logo, para saber o número de nêutrons basta: 
 n = A - Z 
Alotropia 
 
 
 É a capacidade apresentada por um mesmo elemento 
químico em formar duas ou mais substâncias simples 
diferentes 
 
 São chamadas de variedades alotrópicas do elemento 
 
 Essas variedades alotrópicas podem ser diferenciadas pela 
atomicidade e/ou estrutura 
 
 Veja no quadro a seguir, alguns exemplos de alótropos 
encontrados na natureza 
Alotropia 
 
 
Íons 
 
 
 Os elementos químicos tem tendência a perder ou ganhar 
elétrons buscando a estabilidade 
 
 Normalmente alcançada quando o elemento atinge 8 e- em sua 
camada de valência 
 
 Existem exceções, como o H e He que se estabilizam com 2 e- 
 
 Existem, portanto, 2 tipos diferentes de íons 
 Cátion – Elemento químico que perdeu elétrons (representado com 
sinal +) 
 
 Ânion – Elemento químico que recebeu elétrons (representado com 
o sinal -) 
Representação dos elementos químicos 
 
 
Representação dos elementos químicos 
 
 
Semelhanças atômicas 
 
 
 IsótoPos 
 Elementos que apresentam o mesmo número de PRÓTONS (Z) 
 
 IsóbAros 
 Elementos que apresentam a mesma MASSA ATÔMICA (A) 
 
 IsotoNos 
 Elementos que apresentam o mesmo número de NÊUTRONS (N) 
 
 IsoEletrônicos 
 Elementos que apresentam o mesmo número de ELÉTRONS (e-) 
Semelhanças atômicas 
 
 
Exercício de fixação 
 
 
Exercício de fixação 
 
 
Distribuição eletrônica 
 
 
 Diagrama de Linus Pauling 
 Linus Pauling desenvolveu um diagrama para o preenchimento da 
elestrosfera pelos elétrons de um átomo em ordem crescente de energia, em 
níveis e em subníveis de energia 
 
 As camadas eletrônicas foram dispostas da seguinte forma: 
 
 
 
 
 
 
 
 Apresenta ainda, em cada camada de energia, subníveis (s), (p), (d) e (f) 
 Comportam, respectivamente, 2, 6, 10 e 14 elétrons no máximo 
Diagrama de Linus Pauling 
 
 
Diagrama de Linus Pauling 
 
 
Distribuição eletrônica 
 
  Para realizar a distribuição eletrônica, deve-se utilizar o 
Número Atômico (Z) (observando se esse é ou não um íon) e 
seguir a ordem do Diagrama de Linus Pauling 
 
 
 Exemplo: 
 Ba(56) - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 
 Neste caso, a Camada de Valência é 6s2 , pois apresenta o maior 
número quântico principal, que neste caso é 6 
 
 
 6s2, onde 6 = número quântico principal (camada ou nível P) e s = 
subnível com 2 elétrons 
Números Quânticos 
 
  Foi a partir desses que se conseguiu definir de forma 
excelente a localização dos átomos na eletrosfera 
 
São quatro os números quânticos 
 Número Quântico Principal (n) 
 
 Número Quântico Secundário ou azimutal (ℓ) 
 
 Número Quântico Magnético (ml) 
 
 Número Quântico Spin (ms ou s) 
Número Quântico Principal (n) 
 
 
 Indica a camada eletrônica ou nível de energia 
 
 Esse número indica a distância do elétron em relação ao 
núcleo 
 Seus níveis variam de 1 a 7 
 
 Quanto mais afastada do núcleo mais energética é a camada 
Número Quântico Secundário (ℓ) 
 
 
 Cada camada eletrônica ou nível de energia é subdividida em 
subníveis de energia, s, p, d e f 
 
 Cada camada possui um número de orbitais atômicos que 
sempre será a metade dos elétrons máximos 
Número Quântico Magnético (ml) 
 
 
s 
p 
d 
f 
Número Quântico Spin (ms ou s) 
 
 
s 
p 
d 
f 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 
4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
+1/2 
 
 
-1/2 
Números Quânticos - Resumo 
 
 
Unidade 1 – Estrutura atômica 
arthurbottino@hotmail.com 
(22) 99209-8398 Tópico 2 
 
Tabela Periódica 
Tabela Periódica 
 
 
Famílias e Períodos da Tabela Periódica 
 
 
Representação de elementos 
 
 
Representação de elementos 
 
 
 
Divisões da Tabela Periódica 
 
 
 
Família B 
F
a
m
íl
ia
 A
 
Família A 
Tabela Periódica – Elementos artificiais 
 
 
 Os elementos químicos que apresentam número atômico superior a 
92 são artificiais 
 Foram sintetizados em laboratório químico através de pesquisas nucleares 
 
 Com exceção dos elementos tecnécio (Tc), ástato (At), frâncio (Fr) e promécio 
(Pm) 
 
 Classificam-se em: 
 Cisurânicos - Recebem esse nome porque apresentam número atômico 
inferior a 92, o do elemento urânio. São os seguintes: tecnécio (Tc), ástato (At), 
frâncio (Fr) e promécio (Pm) 
 
 Transurânicos - Recebem esse nome porque apresentam número atômico 
superior a 92, ou seja, que se encontram depois do Urânio 
Períodos da Tabela Periódica 
 
 
 
Classificação por cores 
 
 
 
Tabela Periódica 
 
 
 Metais 
 
 Representam 80% da tabela periódica 
 
 Sólidos em temperatura ambiente (Hg é a única exceção) 
 
 São bons condutores de temperatura e eletricidade, tem brilho e tenacidade 
e são maleáveis 
 
 Metais de transição 
 
 Não apresentam seu ultimo elétron distribuído na camada mais externa 
 
 Metais de transição interna 
 
 Último elétron distribuído presente na camada f 
Tabela Periódica 
 
  Não Metais ou Ametais 
 Ocupam 10% da tabela periódica, porem são os mais abundantes na 
natureza 
 
 Não tem estado físico definido 
 
 São péssimos condutores de calor e eletricidade e não possuem brilho 
 
 Gases Nobres 
 Presentes na família 8A, considerados elementos inertes quimicamente 
 
 Semimetais 
 Apresenta características híbridas de metais e não metais 
Raio Atômico 
 
 O Raio atômico diz respeito ao tamanho do átomo 
 Quanto maior o número de camadas, maior o raio atômico 
 Quanto maior o número de prótons, menor o raio atômico 
Energia de Ionização 
 
 É a energia necessária para retirar um ou mais elétrons do átomo 
 Quanto maior o raio atômico, menor a energia de ionização necessária para 
retirar esses elétrons 
 Inversamente proporcional ao raio atômico 
Eletroafinidade 
 
 É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso, captura 
um elétron 
 Forma ânions 
 Se comporta semelhante a energia de ionização 
Eletronegatividade 
 
 Diz respeito a força de atração exercida em um elétron durante a ligação 
 Inversamente proporcional ao raio atômico 
Densidade 
 
 Densidade (d) ou massa específica é a relação entre a massa (m) e o volume (V) 
de um corpo 
 
 Os elementos de maior densidade estão situados na parte central e inferior da tabela, 
sendo o Ósmio (Os) o elemento mais denso (22,6g.ml -) e o Irídio (Ir) (22,5g.ml - ) 
Ponto do fusão e ebulição 
 
 Ponto de fusão (PF) é a temperatura em que um sólido passa para o estado 
líquido, a uma determinada pressão. E ponto de ebulição (PE) é a temperatura em 
que um líquido passa para o estado gasoso, a uma determinada pressão 
 Entre os metais, o Tungstênio (W) é o que apresenta maior ponto de fusão: 3410 °C 
 O Carbono (C), por formar estruturas com grande número de átomos, apresenta 
ponto de fusão (3550 °C) e ponto de ebulição (4800 °C) 
Unidade 1 – Estrutura atômica 
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(22) 99209-8398 Tópico 3 
 
Ligações Químicas 
Regra do Octeto 
 
 
 
 Os elementos buscam, com as ligações alcançar a estabilidade 
eletrônica 
 
 Esses precisam receber ou doar elétrons suficientes para que sua camada de 
valência apresente 8 elétrons 
Ligações Iônicas 
 
 
 
 Este tipo de ligação ocorre entre um elemento metálicoe um elemento não 
metálico por transferência de elétrons 
 
 Os metais são catiônicos (doam elétrons) e os não metais são aniônicos (recebem esses 
elétrons) ambos com o intuito de estabilizar sua camada de valência 
 
 Quando as valências apresentam valores diferentes, a valência de um indica a quantidade 
do outro elemento 
 
 Compostos iônicos são sólidos, devido à grande força de atração entre os 
íons, apresentando forma e volume constante 
 
 Apresentam estrutura cristalina rígida, formando retículos cristalinos e sua 
forma depende do tamanho e das cargas dos íons 
 
 Possuem altos pontos de fusão (PF) e ebulição (PE) 
 
 No estado sólido, não conduzem corrente elétrica. Porém, quando dissociado em 
água ou no estado líquido são bons condutores de corrente elétrica 
Ligações Iônicas 
 
 
 
Ligações Iônicas 
 
 
 
Ligações Covalentes ou Moleculares 
 
 
 
 Este tipo de ligação ocorre em átomos que apresentam grande 
eletronegatividade (ametais e hidrogênio) 
 
 Ligação covalente é aquela que envolve um par eletrônico que é 
compartilhado pelos dois átomos, buscando a estabilidade 
 
 Podem ser classificadas em: 
 Simples - Representada por um traço e chamada de sigma (σ) 
 
 Dupla - Representada por dois traços e chamada de pi, formada por uma 
sigma (σ) e uma pi (π) 
 
 Tripla - Representada por três traços e formada por uma pi (π), uma sigma 
(σ) e uma pi (π) 
Ligações Covalentes ou Moleculares 
 
 
 
Ligações Covalentes ou Moleculares 
 
 
 
Ligações Covalentes ou Moleculares 
 
 
 H2O FORMULA MOLECULAR 
FORMULA ELETRÔNICA 
Ligações Covalentes ou Moleculares 
 
 
 
FORMULA ESTRUTURAL 
Ligações Coordenadas 
 
 
 
 Este tipo é um caso especial de ligação covalente, onde só 
realizará a ligação coordenada dativa o elemento que já tenha 
realizado suas ligações 
 Ocorre portanto entre um elemento já estável e outro que ainda precisa 
alcançar sua estabilidade 
 
 Esse deve apresentar pelo menos um par de elétrons para compartilhar com 
o elemento que ainda não realizou suas ligações 
 
 É representada por uma seta, mas não deve ser confundida com ligações 
iônicas 
 Para certificar qual o tipo de ligação está sendo realizada, deve-se olhar os 
elementos que participam dessa 
 
 Durante uma ligação coordenada, participarão elementos com alta 
eletronegatividade 
Ligações Coordenadas 
 
 
 SO2 FORMULA MOLECULAR 
FORMULA ELETRÔNICA 
FORMULA ESTRUTURAL 
Características - Compostos covalentes 
 
 
 
 São compostos moleculares, ou seja, realizam ligações covalentes 
 
 As ligações covalentes são mais fracas que a dos compostos 
iônicos 
 
 Apresentam baixos pontos de ebulição (PE) e fusão (PF) 
 
 Podem apresentar-se nos três estados físicos, predominando nos 
estados líquidos e gasosos 
 
 Geralmente são insolúveis em água (apolares) 
 
 Não conduzem a corrente elétrica 
Ligações Metálicas 
 
 
 
 Este tipo é aquela realizada entre átomos e cátions de metais cujos 
elétrons mais externos migram do átomo para o cátion e vice-versa 
 
 
 As ligações metálicas não apresentam fórmula eletrônica e fórmula 
estrutural 
 
 Dependem do conhecimento específico dos retículos cristalinos que as 
formam 
 
 
 Os metais em sua maioria são representados por seus símbolos, sem 
valores de atomicidade (quantidade de átomos), que é muito grande e 
indeterminada 
Ligações Metálicas 
 
 
 
Ligações Metálicas 
 
 
 
 Os compostos metálicos apresentam como características: 
 São ótimos condutores de calor e eletricidade 
 
 São dúcteis (capacidade de formar fios) 
 
 São maleáveis (capacidade de formar lâminas) 
 
 São tenazes (resistentes à tração e choques) 
 
 Apresentam altos pontos de fusão e ebulição 
 
 Apresentam altos valores de densidade 
 
 Apresentam brilho 
 
 São doadores de elétrons, cátions (eletropositivos) 
 
 São sólidos à temperatura ambiente (25°C), com exceção do mercúrio (Hg) 
que é o único metal líquido 
Ligas Metálicas 
 
 Uma liga metálica é a mistura de dois ou mais metais ou de metais com ametais, cujo 
componente principal é um metal. Porém, raramente um metal possui todas as qualidades 
necessárias para determinada aplicação. 
 
 Por isso, o objetivo de uma liga metálica é de melhorar as propriedades físico-químicas do 
material resultante e se possível diminuir o custo. 
Geometria das moléculas 
 
 
 
 Geometria Linear 
 Formada por dois elementos ou por três elementos sem sobra de pares de elétrons no 
átomo central. Com ângulo de ligação igual a 180º 
 
 Geometria Angular 
 Formada por três elementos e há sobras de pares de elétrons no átomo central, como 
ângulo de ligação igual a 105º 
 
 Geometria Trigonal Plana 
 Formada por quatro elementos e não há sobra de pares de elétrons no átomo central com 
ângulo de ligação igual a 120ᵒ 
 
 Geometria Piramidal 
 Formada por quatro elementos e há sobra de pares de elétrons no átomo central com 
ângulo de ligação igual a 107º 
 
 Geometria Tetraédrica 
 Formada por cinco elementos e não há sobra de pares de elétrons no átomo central com 
ângulo de ligação igual a 109, 25º 
Geometria Linear 
 
 
 
Geometria Angular 
 
 
 
Geometria Trigonal Plana 
 
 
 
Geometria Piramidal 
 
 
 
Geometria Tetraédrica 
 
 
 
Polaridade das moléculas 
 
 
 
 Polaridade da ligação é o resultado da diferença entre as 
eletronegatividades dos átomos que estão ligados 
 Quanto maior a diferença de eletronegatividade, maior a polaridade da 
ligação 
 
 Ligação covalente polar 
 Formada por elementos diferentes, ou seja, há diferença de 
eletronegatividade e formação de cargas parciais δ+ e δ- , pois podemos 
identificar polos elétricos opostos 
 
 Ligação covalente apolar 
 Formada por elementos iguais, ou seja, não há diferença de 
eletronegatividade, ou essa é muito pequena ou igual a zero 
 
 Se os elementos são iguais, os valores de eletronegatividade também são, 
logo, a ligação é apolar 
Polaridade das moléculas 
 
 
 
 Para verificarmos se uma molécula é polar ou apolar devemos 
utilizar o vetor µ (momento dipolar) que apresenta as seguintes 
características 
 
 Sentido 
 Do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo 
 
 Módulo 
 É a diferença entre a eletronegatividade dos átomos 
 
 Quando os vetores forem para o mesmo sentido o µ ≠ 0 e a 
molécula será polar 
 
Quando os vetores forem para sentidos opostos o µ = 0 e a molécula 
será apolar 
 
Polaridade das moléculas 
 
 
 
Geometria x Polaridade 
 
 
 
Forças Intermoleculares 
 
 
 
 Esse termo diz respeito as interações realizadas entre moléculas 
diferentes 
 
 As forças intermoleculares são responsáveis pelos diferentes 
estados físicos das moléculas 
 Tal fato faz com que se presuma a existência de diferentes tipos de interações 
entre as moléculas, com forças diferentes 
 
 Essas interferem diretamente nas temperaturas de fusão (PF) e nas 
temperaturas de ebulição (PE) de uma substância 
 
 Essas forças se dividem em 3 tipos: 
 Força de Van der Waals 
 
 Dipolo-Dipolo ou Dipolo Induzido 
 
 Ligação de Hidrogênio ou Pontes de Hidrogênio 
Força de Van der Waals 
 
 
 
 Ocorrem entre moléculas polares 
 
 A formação do dipolo se dá através da diferença de 
eletronegatividade entre os ligantes 
 O polo da extremidade negativa de uma molécula atrai o polo da extremidade 
positiva da molécula vizinha 
 
 Esse tipo de interação também ocorre nas ligações iônicas, porém com uma 
intensidade bem menor 
Dipolo-Dipolo ou Dipolo Induzido 
 
 
 
 São forças de atração que ocorrem em moléculas apolares no 
estado sólido ou líquido 
 
 A nuvem de elétrons nas moléculas apolares é contínua, não 
aparecendo cargas elétricas 
 
 Essa nuvem pode ser deformada por alguma ação externa, como a 
elevação da pressão e o abaixamento da temperatura, o que ocasiona 
uma distribuição desigualde cargas e o aparecimento de um dipolo 
instantêno 
 
 O dipolo instantâneo força a polarização da molécula vizinha 
(dipolo induzido), resultando em uma fraca atração entre elas 
Dipolo-Dipolo ou Dipolo Induzido 
 
 
 
Ligação de Hidrogênio 
 
 
 
 Essas interações se encaixam a um caso particular de dipolo-
dipolo, em que o dipolo formado é muito intenso 
 
 Esse fenômeno ocorre quando a diferença de eletronegatividade 
entre os elementos ligantes é muito alta 
 
 Esse tipo de interação ocorre em moléculas polares 
 É uma atração existente entre dipolos permanentes quando o HIDROGÊNIO 
está ligado a átomos pequenos e de alta eletronegatividade, sendo eles: 
FLÚOR, OXIGÊNIO E NITROGÊNIO 
 
 É considerada a mais forte dentre as interações intermoleculares 
Ligação de Hidrogênio 
 
 
 
Ligação de Hidrogênio 
 
 
 
Força das interações intermoleculares 
 
 
 
Força das interações 
OBRIGADA! 
BOA NOITE!