04 LIGAÇÕES QUÍMICAS E FORÇAS INTERMOLECULARES UNIFAP

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MUITAS SÃO AS AFLIÇÕES DO JUSTO, MAS DE TODAS ELAS O SENHOR O LIVRA (SALMOS 34:19) 
NIVELAMENTO – LIGAÇÕES QUÍMICAS E FORÇAS INTERMOLECULARES 
 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS E FORÇAS INTERMOLECULARES 
 É uma busca para se tentar explicar, como ocorre a formação das diversas 
substâncias existentes. Baseando-se no princípio que tudo que existe no universo busca 
estabilidade, logo os átomos unem-se para adquirir estabilidade. Foi verificado que os 
átomos que apresentavam oito elétrons na última camada são estáveis. 
 
TEORIA OU REGRA DO OCTETO - Os átomos em busca de estabilidade procuram 
adquirir configuração eletrônica que apresente oito elétrons na última camada, para isso 
precisam ganhar/perder ou compartilhar elétrons, ficando com configuração semelhante 
aos gases nobres. 
Gás nobre K L M N O P 
He 2 
Ne 2 8 
Ar 2 8 8 
Kr 2 8 18 8 
Xe 2 8 18 18 8 
Rn 2 8 18 32 18 8 
Exemplos: 
11Na – 1s
2 2s2 2p6 3s1 (perde 1 elétron) 
13Al
3+ - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 (perde 3 elétrons) 
8O – 1s
2 2s2 2p4 (ganha 2 elétrons) 
Obs.: Apesar dos gases nobres apresentarem altas estabilidades os mesmos entram em reação. 
Ex.: XeF4, XeF2 
 
LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE - É o tipo de ligação que acontece através de 
uma forte atração elétrica entre íons positivos (cátions) e íons negativos (ânions). 
Exemplos: Na11 – 1s
2 2s2 2p6 3s1 (perde 1 elétron) 
Cl17 – 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p5 (ganha 1 elétron) 
[Na+] [ Cl-]  NaCl 
(Sal de Cozinha ou Cloreto de Sódio) 
Ca20 – 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (perde 2 elétrons) 
P15 - 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p3 (ganha 3 elétrons) 
 [Ca2+]3[P
3-]2  Ca3P2 
 
FORMULAÇÃO DOS COMPOSTOS IÔNICOS 
 
[ C ]+x [A]-y [C]y[A]x ou (metal)y (ametal)x 
Cátion Ânion 
 
FÓRMULA ELETRÔNICA 
Na Cl
.
..
. .
.
.
x
 
FÓRMULA IÔNICA (ÌON-FÓRMULA) 
[Na ]+ [ Cl ]
-
.
..
. .
.
.
x
 
APOSTILA 04 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAPÁ 
Professor: Dr.CLEYDSON BRENO SANTOS 
E-mail: breno@unifap.br 
Aluno: __________________________ Data: ____ / _____ /______ 
 
Al3+ - 1S2 2S2 2P6 3S2 3P1 (perde 3 elétrons) 
O8 - 1S
2 2S2 2P4 (ganha 2 elétrons) 
 [Al3+]2[O
2-]3  Al2O3 
 
 
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PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS - São sólidos cristalinos com altos 
pontos de fusão e ebulição, que conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou 
quando no meio aquoso, pois ocorre a separação dos íons, sendo dessa forma 
considerados eletrólitos. 
Obs.: Os compostos iônicos são formados geralmente por METAL+AMETAL OU METAL+ 
HIDROGÊNIO e os compostos que apresentam amônio (NH4
+) apresentam 
características iônicas. Exemplos: NaCl, CaH2, NaH, NH4Cl e NH4OH e etc. 
 
LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR - É o tipo de ligação que ocorre através do 
compartilhamento de elétrons desemparelhados dos átomos. Esta ligação pode ser de 
dois tipos que são: 
 
LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL OU COMUM - É aquela em que ocorre o 
compartilhamento de elétrons desemparelhados. 
Exemplos: 
a) O2 O8 – 1s
2 2s2 2p4 (ganha 2 elétrons) 
O8 - 1s
2 2s2 2p4 (ganha 2 elétrons) 
O O
 
b) N2 
N7 – 1s
2 2s2 2p3 (ganha 3 elétrons) 
N7 – 1s
2 2s2 2p3 (ganha 3 elétrons) 
 
N N 
 
LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA OU DATIVA - É aquela em que acontece um 
empréstimo de um par de elétrons de um átomo para outro. 
Exemplos: 
 a) S16 – 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p4 (ganha 2 elétrons) 
 O8 - 1s
2 2s2 2p4 (ganha 2 elétrons) 
 
O
S
O
 
 
EXCEÇÕES 
Berílio (z=4) - se estabiliza com quatro elétrons 
Boro (z=5) - se estabiliza com seis elétrons 
Fósforo (z=15) - algumas vezes se estabiliza com dez elétrons 
Enxofre (z=16) - algumas vezes se estabiliza com doze elétrons 
 
H Be H B
F
F
F Cl
Cl
Cl
Cl
ClP S
F
F
F
F
F
F
 
 
REPRESENTAÇÃO DE FÓRMULAS 
FÓRMULA ELETRÔNICA OU DE LEWIS 
Representa a ligação colocando todos os elétrons da última camada. 
Exemplo: 
O N
O
H O
. . ..
.. ..
::
: :
..
:
 
b) H1 – 1s
1 (ganha 1 elétron) 
 O8 – 1s
2 2s2 2p4 (ganha 2 elétrons) 
 N7 – 1s
2 2s2 2p3 (ganha 3 elétrons) 
H O N O
O
 
 
 
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FÓRMULA ESTRUTURAL 
Representam-se as ligações por um traço, que correspondem cada compartilhamento entre átomos. 
Exemplos: 
C
Cl
H
ClCl
 
OO C
 
C
H H
O
 
FÓRMULA MOLECULAR - Representa apenas os átomos que fazem a ligação. 
Exemplos: CO2, HCCl3, H2O etc. 
 
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS COVALENTES - Podem ser sólidos, líquidos e 
gasosos. Não conduzem a corrente elétrica quando puros, apenas alguns conduziram 
quando estiverem no meio aquoso, apresenta baixos pontos de fusão e ebulição. 
Obs.: Os compostos covalentes são formados geralmente por AMETAIS+AMETAIS OU 
AMETAIS+HIDROGÊNIO e o Berílio apesar de ser metal forma composto covalente. 
Exemplos: O2, HCl, HCN, PCl3, BeH2 
 
EXCEÇÃO: 
HH Be
 
 
GEOMETRIA MOLECULAR, POLARIDADE DAS LIGAÇÕES E DAS MOLÉCULAS 
Os átomos, ao efetuarem ligações químicas, dispõem-se ao redor de um átomo 
central, que pode ter, ou não, pares de elétrons não-ligantes. 
Dependendo da quantidade de espécies ligadas a esse átomo central e da 
quantidade de pares de elétrons não-ligantes que ele possui, obtém-se a disposição 
espacial da molécula. 
Uma forma prática para se chegar à geometria de uma molécula é efetuar 
a soma das espécies que se dispõem ao redor do átomo central com os pares 
de elétrons não-ligantes que ele possui. Diante do resultado dessa soma infere-
se a geometria. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
180° 
109’28° 
 
 
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S
OO
..
(molécula polar)
 
  0 
 
H
N
H
H
..
(molécula polar)
 
  0 
 
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES - As ligações podem ser polares ou apolares dependendo 
da eletronegatividade dos átomos ligados. 
F>O>N=Cl > Br > I = S = C > P = H > METAIS 
Mais eletronegativos 
LIGAÇÃO COVALENTE POLAR (μ  0) - Acontece quando os átomos ligados tiverem 
diferentes eletronegatividades. 
Exemplos: HCl, HBr, H2O, etc. 
 
LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR (μ = 0) - Acontece quando os átomos ligados tiverem 
iguais eletronegatividades. 
Exemplos: N2, O2, H2, Br2, etc. 
 
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS - Para decidir a polaridade de uma molécula, 
devemos observar dois fatores. 
1) A diferença de eletronegatividade entre os átomos. 
2) A geometria da molécula. 
 Se os átomos tiverem a mesma eletronegatividade a molécula é apolar. 
Exemplos: 
F F (molécula apolar) 
 
EXCEÇÃO: Ozônio (O3) é polar 
O
OO (molécula polar) 
 
 Se os átomos tiverem diferentes eletronegatividades, a polaridade deve ser analisada 
através da geometria e do vetor momento de dipolo (μ) que é aquele que representa a 
polarização de uma ligação covalente, em que aponta para o átomo mais eletronegativo. 
 Se o vetor momento de dipolo for zero (μ=0) a molécula é apolar 
 Se o vetor momento de dipolo for diferente de zero (μ 0) a molécula é polar. 
Exemplos: NH3 , H2O, SO2, CO2, HCN, CH4 e BF3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
HH
O
..
(molécula polar)
 
  0 
 
OO C (molécula apolar)
 
 = 0 
 CH N (molécula polar)
 
  0 
 
C
H
H
H
H (molécula apolar)
 
 = 0 
 
B
F
F
F (molécula apolar)
 
 = 0 
 
 
 
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FORÇASINTERMOLECULARES – As moléculas se mantêm unidas devido a forças de 
atração que existe entre elas. 
FORÇA DE VAN DER WAALS OU DIPOLO INDUZIDO – São forças fracas que 
ocorrem entre moléculas apolares ou entre átomos de gases nobres. 
 




Moléculas apolares ao se aproximarem têm seus elétrons
deslocados, criando momentaneamente um dipolo elétrico
que induzirá as moléculas vizinhas a polarizarem-se.




Forças de van der Waals
FRACAS
 
Exemplos : CO2, I2, CCl4, H2, F2, etc. 
 
FORÇA DIPOLO PERMANENTE OU DIPOLO-DIPOLO – São responsáveis pela 
atração existentes entre moléculas polares. 



 



Forças de DIPOLO-DIPOLO
FORTES
 
Exemplos : HCl, SO2, H2S, PCl3, HCN, etc. 
 
FORÇA PONTE DE HIDROGÊNIO – São forças de alta intensidade que acontece 
quando se tem hidrogênio ligado a átomos de Flúor (F), Oxigênio (O) e Nitrogênio (N). 
F H F H
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO
MUITO FORTES
 
Exemplos : HF, H2O, NH3, etc. 
 
PONTO DE FUSÃO E EBULIÇÃO – Ao comparar duas moléculas com mesmo tipo de 
força intermolecular, apresentará maior Ponto de Fusão e Ebulição a que tiver maior 
massa molecular 
Exemplos: HCl < HBr < HI 
 F2 < Cl2 < Br2 < I2 
 
 
 
 
 
 
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20 40 60 80 100 120 140 Massas
Moleculares
-100
0
+100
Temperatura de Ebulição / ºC
H2O
H2S
H2Se
H2Te
HI
HBrHCl
HF
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ao comparar duas moléculas com forças diferentes, apresentará maior Ponto de Fusão e 
Ebulição, a que apresentar força mais intensa, como verificado abaixo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aumento da intensidade da força Intermolecular 
 
Exemplos: HF > HCl 
 
LIGAÇÃO METÁLICA 
 É o tipo de ligação formada pela atração elétrica entre íons positivos (cátions) e 
elétrons. 
 Nesse tipo de ligação química temos átomos que tendem a perder elétrons, os 
elétrons de valência, e ao ocorrer tal perda, transformam-se em cátions. Como 
diminuem de tamanho aproximam-se uns dos outros num arranjo cristalino, sendo que 
ao redor desse aglomerado de cátions estarão os elétrons que antes pertenciam à 
camada de valência de cada um. Esse amontoado de elétrons circundando os cátions 
recebe o nome de "mar de elétrons livres" ou "nuvem de elétrons livres". É devido a 
essa nuvem de elétrons livres que ocorre a estabilização da estrutura metálica, 
funcionando como uma cola que une os cátions do cristal metálico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ponte de 
Hidrogênio 
Dipolo 
Permanente 
Dipolo 
Induzido 
+ + + +
+ + + +
+ + + +
+ + + +
MAR DE ELÉTRONS
 
 
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Ao representar um cristal metálico formado por átomos iguais, o mais sensato seria 
escrever Fen, Cun, etc. uma vez que a substância metálica é constituída por um número 
infindável (n) de átomos metálicos. Por simplificação, representa-se um metal apenas 
por seu símbolo: Fe, Cu, etc. 
Exemplos : Fe, Zn, Mg, Ag, etc. 
 
Propriedades da Ligação Metálica – São sólidos nas condições ambientes com 
exceção do mercúrio (Hg) que é líquido. Apresentam altos pontos de fusão e ebulição 
são dúcteis e maleáveis, conduzem a corrente elétrica. 
 
Ligas Metálicas – É uma mistura de substâncias sendo o componente principal o 
metal. As principais ligas metálicas são: 
 
LIGA METÁLICA CONSTITUIÇÃO 
Latão 67% de Cobre (Cu) + 33% de Zinco (Zn) 
Bronze 90% de Cobre (Cu) + 10% de Estanho (Sn) 
Ouro Branco Ouro (Au) + Níquel (Ni/20 a 50%) 
Ouro 18 quilates 18g Ouro + 6g de Prata ou Cobre 
Ouro 12 quilates 12g de Ouro + 12g de Prata ou Cobre 
Aço Carbono 98% de Ferro + 2% de C 
Aço Inox 74% de aço carbono + 18 % de Cr + 8% de Ni 
Ímã 63% de Fe + 20% de Ni + 12% de Al + 5% Co 
Amálgama Dental Hg + outros metais como Sn, Ag, Cu, Cd 
Solda Elétrica 67% de Pb + 33% de Sn 
 
EXERCICIOS 
 
01. Um elemento metálico forma um sulfeto de fórmula M2S3. A fórmula de seu cloreto 
será: 
a) MCl2. b) MCl. c) MCl3 d) MCl4. 
 
02. Um elemento E, pertencem ao terceiro período da tabela periódica, forma com o 
hidrogênio um composto de fórmula H2E e com o sódio um composto de fórmula Na2E. 
Represente a configuração eletrônica desse elemento e a que família pertence. 
 
03. Sabendo que o elemento X possui numero atômico 20, e o elemento Y pertence à 
família dos halogênios, o tipo de ligação química e a fórmula molecular do composto 
formado entre esses elementos são, respectivamente: 
a) iônica, XY. b) iônica, XY2. c) molecular, XY. d) molecular, XY2. e) iônica, X2Y. 
 
04. Examinando as configurações eletrônicas seguintes: 
9A- 1s
22s22p5 10B- 1s
22s22p6 
 11C- 1s
22s22p63s1 
Pode-se prever que: 
I) A e C Formarão um composto iônico 
II) B e C Formarão um composto covalente 
III) Átomos do elemento A se unem através de ligações covalente. 
Responda: 
a) I é correta b) II é correta c) III é correta d) I e III são corretas e) todas corretas 
 
 
 
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05. Num composto, sendo A o cátion e B o ânion, e a fórmula A3B2, provavelmente os 
átomos A e B, no estado fundamental tenham os seguintes números de elétrons 
periféricos: 
 A B 
a) 3 2 
b) 2 3 
c) 2 5 
d) 3 6 
e) 5 6 
 
06. Átomos do elemento Y, que apresenta a distribuição eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4: 
a) Têm número de massa igual a 16. 
b) Formam o íon Y2-. 
c) Formam, com o alumínio, que pertence à família do boro, o composto Al3Y2. 
d) Pertencem à família do carbono. 
e) Apresentam cinco níveis de energia. 
 
07. As espécies químicas 7N
-3, 8O
-2, 9F
-, 10Ne, 11Na
+, 12Mg
+2: 
I. Constituem uma série isoeletrônica. 
II. Apresentam átomo e íons de mesmo raio. 
III. Apresentam, elétrons celibatários. (Nota do autor: Celibatário = desemparelhado). 
IV. Apresentam a configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6. 
Estão corretas as afirmações: 
a) I e II. 
b) I e III. 
c) I e IV. 
d) II e III. 
e) II e IV. 
 
08. Qual o número de ligações coordenadas nas moléculas de H2SO4, H3PO4 e SO2, 
respectivamente? 
a) 1, 2, 3. b) 1, 1, 2. c) 2, 1, 3. d) 2, 1, 1. e) 3, 1, 2. 
 
09. Assinale a opção correta: 
 
Ligação 
Eletrovalente 
Uma Ligação 
Covalente Simples 
Duas Ligações 
Covalentes 
Coordenadas 
Ânions 
a) MgCl2 HCl P2O5 S
2- 
b) Cl2 HI P2O5 Cu
2+ 
c) F2 H2 N2O5 Zn
2+ 
d) KCl RbCl N2O3 PO4
3- 
e) NaCl HF SO3 SO4
2- 
 
10. Considerando-se os compostos: 
1) SiH4. 2) SO2. 3) CCl4. 4) HCl. 5) H2O. 
Constituem dipolos permanentes: 
a) 3 e 5. 
b) 4 e 5. 
c) 2 e 3. 
d) 1 e 5. 
e) 2 e 4. 
 
 
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11. Dadas às moléculas: 
I. HCl. II. H2O III. NH3. IV. BF3. V. CH4. 
São polares: 
a) somente I e II. 
b) Somente III, IV e V. 
c) Somente I, II e III. 
d) Somente I, II, III e IV. 
e) todas 
 
12. 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. 
 
13. No dióxido de carbono solidificado, as moléculas de CO2 serão unidas por ligações: 
a) covalentes. 
b) Iônicas. 
c) De van der Waals. 
d) Iônicas e covalentes. 
e) Iônicas e van der Waals. 
 
14. O tetracloreto de carbono é utilizado no laboratório de química da UFPA e se 
encontra no estado líquido à temperatura ambiente. Com relação a esta substância 
química responda: 
a) Que tipo de ligação química existeentre seus átomos? 
b) Qual sua geometria? 
c) Que tipo de força mantém no estado líquido, à temperatura ambiente? 
d) Formará com a água uma mistura homogênea? Justifique sua resposta? 
 
15. Considere a figura abaixo e as seguintes possibilidades para o líquido existente no 
interior do copo. 
I - H2O 
II - H2O + Glicose (açúcar) 
III - H2O + Sal de cozinha 
Qual a alternativa que descreve melhor a condição da lâmpada? 
 
 
 
 
 
 
 
 
a) Acesa apenas em II e apagada nas demais. 
b) Apagada em I e acesa nas demais. 
c) Apagada em I e II. 
d) Acesa em I e apagada nas demais. 
e) Acesa em I,II e III. 
 
 
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NIVELAMENTO – LIGAÇÕES QUÍMICAS E FORÇAS INTERMOLECULARES 
16. A amônia (NH3) é uma substância de grande importância na produção de 
fertilizantes agrícolas. Considerando as seguintes proposições a respeito da amônia, 
marque a alternativa correta. 
I. A molécula apresenta ligações covalentes polares. 
II. A amônia na presença de um ácido forte forma um sal. 
III. A estrutura molecular da amônia é uma pirâmide trigonal. 
IV. A amônia apresenta um par de elétrons não ligados (livres) na camada de valência. 
a) As proposições I, II, II e IV estão corretas. 
b) Somente as proposições I e II estão corretas. 
c) As proposições I e II estão corretas. 
d) Somente as proposições III e IV estão incorretas. 
e) Somente as proposições I, III e IV estão corretas. 
 
17. As ligações nas substâncias K(s), HCl(g), KCl(s) e Cl2 são, respectivamente: 
a) metálica, covalente polar, iônica, covalente apolar; 
b) iônica, covalente polar, metálica, covalente apolar; 
c) covalente apolar, covalente polar, metálica, covalente polar; 
d) metálica, covalente apolar, iônica, covalente apolar; 
e) covalente apolar, covalente polar, iônica, metálica. 
 
18. (Cleydson Breno) A solubilidade e a força intermolecular de uma substancia está 
intimamente ligada à polaridade de suas moléculas, isso justifica porque a água tem um 
elevado ponto de fusão e ebulição. O enxofre (S8) é uma substancia sólida com 
momento dipolar igual a zero (=0). Em qual solvente ele certamente não dissolverá. 
a) em moléculas apolares =0 (Benzeno; C6H6); 
b) tetracloreto de carbono 0 (CCl4; apolar); 
c) em água ou álcool (H2O ou C2H6O); 
d) tolueno =0 (C7H8; apolar); 
e) em metano 0 (CH4; apolar); 
 
19. A volatização de uma substancia está relacionada com a força intermolecular e o 
seu ponto de ebulição, que por sua vez é influenciada pelas interações moleculares. O 
gráfico a seguir mostra os pontos de ebulição de compostos binários do hidrogênio com 
elementos da família dos calcogênios (O;S;Se;Te). 
 
b) Explique porque a H2O apesar de ter uma baixa massa molecular tem um elevado 
ponto de ebulição, quando comparados com os das demais substancias indicadas no 
gráfico. 
a) Identifique a substância mais volátil 
entre as representadas no gráfico. 
 
 
 
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20. Uma ligação iônica deve ocorrer entre dois elementos que apresentem energia de 
ionização e eletroafinidade, respectivamente: 
a) alta e alta b)baixa e baixa c) alta e baixa 
d) baixa e alta e) nula e nula 
 
21. Um calouro do curso de química encontrou as seguintes substancias no laboratório 
de química geral: 
I – Ácido muriático; II – Soda Caustica 
III – Ácido de bateria IV – Amoníaco 
V – Sal de Cozinha VI – Hematita 
a) Classifique estas substancias como iônicas ou moleculares 
b) Cite as condições em que as substancias I, II e V podem conduzir corrente elétrica 
 
22. Um químico possuía, em seu laboratório, quatro cristais sólidos desconhecidos A, B, 
C e D. Desejava-se saber se esses cristais eram de natureza metálica, iônica, covalente 
ou moleculares. Fazendo várias experiências com os cristais, conseguiram-se determinar 
as seguintes características: 
 
CRISTAIS FORÇA DE LIGAÇÕES CONDUTIBILIDADE PONTO DE FUSÃO 
A Van der Waals Isolantes Baixo 
B Atração eletrostática Isolantes Alto 
C Entre elétrons Não-condutores Muito alto 
D Atração elétrica entre íons + e - Íons condutores moderado 
 
Através das características apresentadas, dê a natureza dos cristais: 
CRISTAIS NATUREZA 
A 
B 
C 
D 
23. As substancias x, y e z, sólidas à temperatura ambiente, apresentam as seguintes 
propriedades físicas: 
x – solúvel em água. Não conduz corrente elétrica na fase sólida, mas conduz na fase 
liquida e em solução aquosa. 
y – insolúvel em água. Conduz corrente elétrica nas fases sólidas e liquida. 
z – insolúvel em água. Não conduz corrente elétrica na fase sólida e nem tampouco na 
fase liquida. 
Com base nesses dados, conclui-se que: 
a) x é uma substancia iônica; y e z são substancias covalentes 
b) x é uma substancias iônica; y é um metal e z é uma substancia covalente 
c) x é uma substancia covalente; y e z são substancias iônicas 
d) x e y são substancias covalentes e z é uma substancia iônica 
e) x, y e z são substancias iônicas 
 
25. Se um solução que contém iodo manchar uma camiseta branca de algodão, o procedimento 
mais adequado p/ retirar a mancha, antes da lavagem é: 
a) clorofórmio ou CCl4 
b) vinagre ou limão 
c) talco(MgSiO4) 
d) farinha de trigo ou amido 
e) água ou álcool ou cetona. 
Aula 4Aula 4
FormaçãoFormação de de cátionscátions e e ânionsânions
LigaçõesLigações químicasquímicas
• Em geral: átomos metálicos tendem a perder elétrons para se 
transformarem em cátions; íons não-metálicos tendem a ganhar
elétrons para formarem ânions.
Previsão das cargas iônicas
• O número de elétrons que um átomo perde está relacionado com a 
sua posição na tabela periódica.
IIóónsns e e compostoscompostos iônicosiônicos
Previsão das cargas iônicas
IIóónsns e e compostoscompostos iônicosiônicos
-
-
-
-
-
Cátions com valência variávelCátions com valência variável
• Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais
átomos unidos.
• Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal 
para um não-metal.
• Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre
dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-
metálicos.
• Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros
unidos.
LigaLigaççõesões ququíímicasmicas
Considere a reação entre o sódio e o cloro:
Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ΔHºf = -410,9 kJ
LigaLigaççãoão iônicaiônica
• A reação é violentamente exotérmica.
• Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos que o 
constituem. Por quê?
• O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro
ganhou o elétron para se transformar em Cl−. Observe: Na+ tem a 
configuração eletrônica do Ne e o Cl− tem a configuração do Ar.
• Isto é, tanto o Na+ como o Cl− têm um
octeto de elétrons circundando o íon central.
LigaLigaççãoão iônicaiônica
• Por que formam-se os sais?
• O ciclo de Born-Haber – contabilização das energias envolvidas na
formação de sais.
LigaLigaççãoão iônicaiônica
AfinidadesAfinidades eletrônicaseletrônicas
LigaLigaççãoão iônicaiônica
• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder
ou ganhar um elétron para formar um octeto.
• Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de 
elétrons para que cada um atinja o octeto.
• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química.
• Por exemplo: H + H → H2 tem elétrons em uma linha conectando
os dois núcleos de H.
LigaLigaççãoão covalentecovalente
LigaLigaççãoão covalentecovalente
Formação do Formação do HH22
• Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados.
• O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente
não significa compartilhamento igual daqueles elétrons.
• Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão
localizados mais próximos a um átomo do que aoutro.
• O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações
polares.
PolaridadePolaridade dada ligaligaççãoão e e 
eletronegatividadeeletronegatividade
Eletronegatividade
• Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons
para si em certa molécula .
• Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 
(Cs) a 4,0 (F).
• A eletronegatividade aumenta:
• ao logo de um período e
• ao descermos em um grupo.
PolaridadePolaridade dada ligaligaççãoão e e 
eletronegatividadeeletronegatividade
PolaridadePolaridade dada ligaligaççãoão e e 
eletronegatividadeeletronegatividade
Eletronegatividade
Eletronegatividade e 
polaridade de ligação
• A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida
da polaridade de ligação:
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em 
ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons
igual ou quase igual);
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em 
ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons
desigual);
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em 
ligações iônicas (transferência de elétrons).
PolaridadePolaridade dada ligaligaççãoão e e 
eletronegatividadeeletronegatividade
Eletronegatividade e 
polaridade de ligação
• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação.
• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é 
representada por δ+ e o polo negativo por δ-.
PolaridadePolaridade dada ligaligaççãoão e e 
eletronegatividadeeletronegatividade
Momentos de dipolo
• Considere HF:
• A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar.
• Há mais densidade eletrônica no F do que no H.
• Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da molécula, 
chamamos o HF de um dipolo.
• O momento de dipolo, μ, é a ordem de grandeza do dipolo:
onde Q é a grandeza das cargas.
• Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D).
Qr=μ
PolaridadePolaridade dada ligaligaççãoão e e 
eletronegatividadeeletronegatividade
Tipos de ligação e nomenclatura
• O nome do elemento mais eletronegativo termina em –eto e, em 
geral, vem antes no nome, seguido do prefixo ‘de’.
• O elemento menos eletronegativo recebe o nome em seguida.
• Os compostos iônicos recebem seus nomes de acordo com seus
íons, inclusive a carga no cátion de sua variável.
• Os compostos moleculares recebem seus nomes com prefixos.
PolaridadePolaridade dada ligaligaççãoão e e 
eletronegatividadeeletronegatividade
Estruturas de ressonância
• Exemplo: no ozônio, as possibilidades extremas têm uma ligação
dupla e uma simples. A estrutura de ressonância tem duas ligações
idênticas de caráter intermediário.
• Exemplos comuns: O3, NO3-, SO42-, NO2 e benzeno.
O
O
O
O
O
O
DesenhandoDesenhando as as estruturasestruturas
de Lewisde Lewis
Ressonância no benzeno
• O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel
hexagonal. Cada átomo de C está ligado a dois outros átomos de 
C e um átomo de hidrogênio.
• Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de 
C.
• A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as ligações
C-C têm o mesmo comprimento.
• Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano.
DesenhandoDesenhando as as estruturasestruturas
de Lewisde Lewis
A ordem de ligaçãoA ordem de ligação
Espectrofotometria de Espectrofotometria de 
InfravermelhoInfravermelho
Espectrofotometria de Espectrofotometria de 
InfravermelhoInfravermelho
Geometria Molecular
Na maioria das reações químicas, aNa maioria das reações químicas, a 
geometria da molécula determina que 
produtos podem ser obtidos
As configurações básicasAs configurações básicas
Linear
Bipiramidal Bipiramidal 
Trigonal
Trigonal
Tetragonal
Octaédrica
Tetragonal
A Teoria da 
Repulsão dos Pares Eletrônicos daRepulsão dos Pares Eletrônicos da 
Camada de Valência
A RPECV pode ser representada
pela notação AXE 
Linear Trigonal Tetraédrico Bipiramidal
trigonal Octaédrico
Em todas as moléculas, as formas 
geométricas básicas se repetem
A Teoria da Ligação de ValênciaA Teoria da Ligação de Valência
Esta teoria diz que todas as Esta teoria diz que todas as 
ligações químicas são formadas
por orbitais semi-preenchidos 
b õque se sobrepõem
MasMas...
Estudando a molécula da água: Oxigênio Estudando a molécula da água: Oxigênio 
Portanto, pela TLV, ele pode fazer
duas ligações com a seguinte 
igeometria:
O que resultaria em um ângulo de
90 graus entre os oxigênios90 graus entre os oxigênios...
Indo mais adianteIndo mais adiante...
Estudando o Carbono 
Pela TLV, a substância mais simples formada por C e H 
deveria portanto ser o CH2
Mas nós sabemos que 
CH não existe !!!CH2 não existe !!!
A substância mais simples
formada por carbono e hidrogênio
é METANO CHé o METANO, CH4
Como explicar isso ???
Com a Teoria da
HIBRIDIZAÇÃO !!!
A Teoria da HibridizaçãoA Teoria da Hibridização
A Teoria da Hibridização diz que os orbitais puros
d f di f bit ipodem se fundir para formar novos orbitais,
menos energéticos e, portanto, mais estáveis.
Segundo essa teoria, o 
ângulo entre os ângulo entre os 
oxigênios da água deveria ser 
de 
109 5 109,5 graus...
Mas na realidadeMas na realidade...
THTLV TH
Desvio de
14 4 
Desvio de
≈5 graus14,4 graus ≈5 graus
As Hibridizações ç
sp
3dsp3d
sp2
3d2sp3d2
sp3
Ainda as HibridizaçõesAinda as Hibridizações
Mas agora animadas
Dois tipos de ligaçãoDois tipos de ligação
A dupla ligaçãoA dupla ligação
CH CHCH2 CH2
A tripla ligaçãoA tripla ligação 
CH CH
A Teoria dos Orbitais MolecularesA Teoria dos Orbitais Moleculares
• A TOM é uma alternativa à TLV, segundo ela, 
os orbitais atômicos deixam de existir quando os 
átomos se unem para formar moléculas. Orbitais 
moleculares passam a existir, com novas 
energias e constituem uma propriedade da 
molécula como um todo.
• Ela é importante pois explica alguns fatos 
experimentais que a TLV ou a TH não são 
capazes de explicar.
O orbital sO orbital s
A sobreposição de orbitais sA sobreposição de orbitais s
A sobreposição de orbitais pA sobreposição de orbitais p
A energia dos orbitais molecularesA energia dos orbitais moleculares
Preenchimento dos OMsPreenchimento dos OMs
Ordem crescente de energiaOrdem crescente de energia
Alguns casosAlguns casos...
Conseqüências:Conseqüências:
A importância da geometriaA importância da geometria
Analgésico narcótico Anti-tussígeno