Ligações químicas, polaridade e interações intermoleculares

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Tópico 04
Química Geral e Inorgânica
Ligações químicas, polaridade e
interações intermoleculares
1. Introdução
Você já imaginou quantas substâncias existem no mundo? Dá
uma olhada, agora, ao seu redor e avalie. Só neste limitado
espaço que observou, você deve ter visto mais de uma centena de
substâncias diferentes! É muita coisa, não é? E elas podem ser
sólidas, líquidas ou gasosas!
Agora, pense o seguinte: como estas substâncias são formadas?
Então, são “apenas” 118 elementos químicos diferentes para
formar todas essas substâncias. É algo mágico, não acha?
Para estes 118 elementos formarem esta infinidade de
substâncias, eles se unem de alguma forma, se ligam. Mas como
estes milhares de substâncias têm propriedades bem diferentes,
podemos pensar que devem existir formas diferentes dos átomos
realizarem estas ligações entre si. Concorda?
Buscando explicar como os átomos se ligam e justificar as
inúmeras diferenças de propriedades entre as substâncias, os
cientistas criaram três modelos de ligações químicas: ligação
metálica, ligação iônica e ligação covalente.
É neste maravilhoso universo microscópico, que responde aos
fenômenos que vemos no mundo macroscópico, que vamos
“mergulhar”! Preparado? Vamos nessa!
2. Tipos de ligações químicas
Em 1916, Gilbert Newton Lewis e Walter Kossel observaram os
gases nobres (Família VIIIA ou Grupo 18) e suas características,
como, por exemplo, a estabilidade desses elementos, e o último
nível de energia (nível ou camada de valência) estar preenchido
com 8 elétrons (ns np ).
A partir desta observação, estes cientistas concluíram que as
ligações entre os átomos dos diversos elementos químicos
seriam justificadas pelo fato de os átomos realizarem tais
ligações para adquirirem a configuração eletrônica do gás nobre
mais próximo na Tabela Periódica, ou seja, para adquirirem
estabilidade.
Daí pode se ter uma definição mais abrangente para o conceito
de ligação química: “combinação entre os átomos, por meio de
seus elétrons de valência, na qual cada espécie busca uma maior
estabilidade”.
Para Kossel, a ligação ocorreria pela perda ou ganho de elétrons,
resultando na ideia da chamada ligação iônica. Para Lewis, os
átomos envolvidos na ligação compartilhariam elétrons de
valência, ideia esta que seria o modelo da ligação covalente.
Para buscar compreender e prever comportamentos dos
materiais, as ligações químicas foram divididas em três tipos:
ligação metálica, ligação iônica e ligação covalente.
Vamos ver cada uma delas, ok?
Ligação metálica
2 6
“A valência de um átomo representa sua capacidade de fazer
ligações”.
A ligação metálica, como o nome já diz, ocorre entre os
elementos metálicos, gerando os “metais puros” (quando a
ligação ocorre só entre metais iguais, do mesmo elemento
químico) ou “ligas metálicas” (compostas por mais de um tipo de
metal).
Como a grande maioria dos elementos da Tabela Periódica é
metal (dos 118 elementos, 95 são metais), e as ligas metálicas
estão o tempo todo em nosso dia a dia, das mais variadas formas
possíveis, isto faz com que seja muito importante estudar a
ligação entre estes elementos.
A ligação metálica é a “mais diferente” das ligações químicas e
explica o comportamento dos metais,
como maleabilidade, ductibilidade e condutibilidade
elétrica e térmica.
Esta ligação é “diferente” porque os metais tendem a doar
elétrons e, como a ligação é só entre metais, quem vai receber
estes elétrons? Como esta ligação acontece, então?
Bem, como os metais têm baixa energia de ionização (tendência
em doar elétrons, indicando que o núcleo de um metal atrai
poucos seus elétrons de valência) e a camada de valência dos
metais tem “espaço sobrando” (1 ou 2é em um “espaço” que cabe
de 8 a 18é), o que acontece é que formam-se os íons positivos
(cátions metálicos), que ficam circundados pelos elétrons de
valência, bastante móveis (“elétrons livres”), e estes elétrons
mantêm os átomos/cátions unidos. Nós costumamos falar que
estes elétrons móveis são um “mar de elétrons” (ou uma “nuvem
de elétrons”, depende do “poeta”… rs) e esta mobilidade dos
elétrons explica o comportamento dos metais, principalmente a
grande condutividade dos metais (condutibilidade elétrica e
térmica).
Ilustração da ligação metálica (cátions metálicos envoltos
pelos elétrons livres).
Propriedades dos compostos metálicos:
Com relação às características dos metais, todos são sólidos,
exceto o mercúrio, que é líquido. Além disto, os metais
apresentam brilho metálico característico, pois os elétrons livres
refletem a luz.
A mobilidade dos elétrons de valência, fazendo com que a
ligação metálica não tenha uma característica direcional, é
justamente a grande responsável pela capacidade de
entortarmos os metais, deformá-los, formar lâminas e fios. Daí
a maleabilidade e a ductibilidade destes materiais.
Já os pontos de fusão (PF) e de ebulição (PE) dos metais são
variáveis, de baixo a muito alto. Observe os exemplos na tabela a
seguir:
Tabela: comparação dos pontos de fusão e ebulição de alguns
metais
Se você quiser saber mais sobre o porquê de o metal
mercúrio ser líquido, veja este post bem esclarecedor.

http://www.deviante.com.br/noticias/ciencia/por-que-o-mercurio-e-liquido
http://www.deviante.com.br/noticias/ciencia/por-que-o-mercurio-e-liquido
 
Metal
Mercúrio
(Hg)
IIB, 6ºP
Césio
(Cs)IA,
6ºP
Lítio
(Li)IA,
2ºP
Magnésio
(Mg)IIA,
3ºP
Ouro(Au)
IB, 6ºP
Ferro
(Fe)
IIIB,
4ºP
T
(
V
PF
(ºC)
-39 29 179 651 1063 1538 3
PE
(ºC)
357 670 1336 1107 2600 3000 5
A explicação para esta variação nos pontos de fusão e ebulição
está associada à variação da energia de ionização e à carga dos
íons metálicos formados. De maneira geral, os metais com maior
energia de ionização (os que têm menores raios e maior carga
nuclear; lembra-se do Tópico 02? Se não, olha lá de novo, tá?), e
que formam íons com cargas maiores, tendem a ter os maiores
pontos de fusão e ebulição. Vale ressaltar que os metais de
transição (a chamada “Família B”, do meio da Tabela Periódica)
são mais duros e apresentam pontos de fusão e ebulição bem
superiores comparados aos metais alcalinos (IA) e alcalino-
terrosos (IIA).
Os metais apresentam a capacidade de conduzir eletricidade e
calor. Mais uma vez, a explicação está nos elétrons livres, ou
seja, os metais, por possuírem um “mar de elétrons”, permitem a
rápida transição da eletricidade através de sua estrutura típica.
Quando submetidos a uma voltagem externa, esses elétrons
livres se dirigem ao polo positivo da fonte externa. Esse
movimento dos elétrons é o que chamamos de “corrente
elétrica”. Daí nossos fios e cabos serem feitos de metais. Estes
mesmos elétrons, por serem livres, se movimentam, permitindo
o trânsito rápido do calor, e, por isto, os metais conduzem calor,
sendo usados, em nosso dia a dia, em vários utensílios
domésticos, como as panelas, e equipamentos industriais, como
as caldeiras.
Com relação à representação das ligações metálicas, não há uma
forma de representar este tipo de ligação, pois, para a ligação
metálica, um número indefinido e muito grande de átomos está
envolvido. Quando se trata de ligas metálicas, normalmente, o
que se mostra é a composição química percentual. Por exemplo,
a liga chamada “ouro 18” possui 75% de ouro e 25% de outros
metais (geralmente cobre, prata, zinco, níquel e/ou cádmio).
Tranquilo? Entendeu esta parte?
Então vamos para o 2º tipo de ligação química, ok?
Ligação Iônica
A ligação iônica ocorre entre um metal e um ametal.
Quando um metal se aproxima de um ametal, há a transferência
de elétrons deste metal para o ametal. Consequentemente,
formam-se íons. Este fenômeno caracteriza a ligação iônica.
O metal, por ter menor energia de ionização e baixa
eletronegatividade, doa elétron(s) para o ametal, se tornando um
cátion (+). Já o ametal, por ter alta afinidade eletrônica e alta
eletronegatividade, recebe o(s) elétron(s) do metal, se tornando
um ânion (-).Estes íons de cargas opostas se atraem fortemente,
por meio das forças eletrostáticas (+ ↔ –), levando à formação
do chamado “retículo cristalino iônico”, estrutura organizada,
rígida e estável, que explica as características dos compostos
iônicos.
Observe a sequência de fenômenos na ligação que ocorre entre
o sódio (Na – metal alcalino – IA -1é de valência) e o cloro (Cl
– ametal halogênio – VIIA – 7é de valência), gerando o retículo
cristalino iônico (“cristal”) e a consequente formação
do composto iônico cloreto de sódio (NaCl).
Formação e retículo cristalino do cloreto de sódio (NaCl).
A ligação iônica, então, consiste na interação entre os cátions
metálicos e os ânions ametálicos, que ocorre pelas forças
eletrostáticas existentes entre os íons de cargas opostas.
Não se pode chamar composto iônico de “molécula”…
Vale a pena deixar bem claro que os compostos formados pela
ligação entre um metal e um ametal, chamados de compostos
iônicos, são totalmente diferentes dos compostos formados
exclusivamente por ametais, chamados de moléculas. As
propriedades são bem diferentes.
É um erro químico conceitual bem grave, ok?
Propriedades dos compostos iônicos:
Com relação às propriedades dos compostos iônicos, estas estão
associadas às características dos retículos cristalinos, cuja alta
organização gera a maior atração e a menor repulsão possível
entre os íons. Vamos ver estas características e propriedades:
a.Todos os compostos iônicos são sólidos, sem exceção.
Graças à forte atração eletrostática entre os cátions e ânions, há
uma aproximação entre os íons, resultando no estado sólido.
b.Os sólidos iônicos são duros e quebradiços.
Como o retículo cristalino é altamente organizado (…+-+-+-…), a
forte atração gera a dureza da estrutura cristalina. Por outro
lado, qualquer esforço sobre o retículo iônico tende a remover a
condição de equilíbrio (bagunçar mesmo!), diminuindo a
atração e gerando repulsão. Se este esforço for forte o suficiente,
leva à clivagem (quebra!) do cristal.
c. Os compostos iônicos, em seu estado sólido, não
conduzem eletricidade.
Diferentemente dos metais, os compostos iônicos não conduzem
eletricidade (nem energia térmica), no estado sólido. A estrutura
cristalina rígida e organizada impede esta condução.
Porém, quando fundidos (estado líquido) ou em solução aquosa,
os íons tornam-se livres e há a capacidade de condução de
eletricidade. Observe o exemplo nas equações a seguir:
Os íons livres são capazes de conduzir a corrente elétrica (forma-
se uma “solução eletrolítica” e os íons são chamados de
eletrólitos).
d. Solubilidade dos compostos iônicos.
De maneira geral, os compostos iônicos são solúveis em
solventes bem polares (que possuem polos), como a água
(veremos este conceito de polaridade neste tópico ainda, mais
adiante).
Pensando na água como solvente, o que ocorre é uma interação
chamada de interação íon-dipolo, uma interação forte na
qual os íons são atraídos pelos polos da água (os polos positivos
da água atraem o ânion e os polos negativos da água atraem o
cátion). Por exemplo, ao adicionarmos cloreto de sódio (sal de
cozinha), na água, ocorrerá uma forte atração entre os íons do
cloreto de sódio (Na e Cl ), que estão compondo o retículo
cristalino, e os polos da água (os Hidrogênios são os polos
positivos (δ+) e o Oxigênio é polo negativo (δ-). Esta interação
terá como consequência a “dissociação iônica”, ou seja, os íons
Na e Cl serão separados (dissociar = separar), pois os íons
ficam circundados (“solvatados”) pelas moléculas de água (como
o solvente é a água, falamos que se trata de uma hidratação).
Observe o esquema a seguir.
Esquema da dissociação iônica do cloreto de sódio (NaCl). Fenômeno
que ocorre devido à interação íon-dipolo das moléculas da água
(solvente) com os íons Na  e Cl  do retículo cristalino. No detalhe
+ –
+ –
+ –
abaixo, tem-se a equação que representa a dissociação iônica do
cloreto de sódio.
Estes íons dissociados são chamados de “íons livres”, pois não
estão mais “presos” no retículo cristalino, e por isto, conseguem
conduzir corrente elétrica (formação de uma “solução
eletrolítica”).
Vale ressaltar que existem compostos iônicos insolúveis.
Compostos nos quais, de alguma forma, a interação íon-dipolo
não é suficientemente forte para romper o retículo cristalino.
e. Os compostos iônicos apresentam pontos de fusão
variáveis, de alto a muito alto.
Como a atração eletrostática entre os cátions e ânions no retículo
cristalino é muito forte, a energia necessária para separar estes
íons será elevada, acarretando em pontos de fusão elevados.
Para efeito de comparação, veja, na tabela a seguir, os pontos de
fusão de dois sólidos que você conhece, o sal de cozinha (cloreto
de sódio – NaCl), iônico, e o açúcar (sacarose – C H O ),
molecular.
Tabela: comparação dos pontos de fusão de um composto iônico
e de um molecular
Substância Fórmula Tipo
Ponto de
Fusão
Cloreto de
sódio
NaCl Composto iônico 801ºC
Sacarose C H O
Composto
molecular
186ºC
Os compostos iônicos apresentam pontos de fusão mais altos
que os compostos moleculares.
6 12 6
6 12 6
Mas quando comparamos o ponto de fusão entre os próprios
compostos iônicos é necessário observar dois fatores para
tentarmos prever esta propriedade: as cargas dos íons do
composto e o raio iônico das espécies do retículo. Estes fatores
afetam a intensidade da atração entre os íons e, desta forma,
influenciam na energia necessária para separar os íons, ou seja,
definem o ponto de fusão. Íons com cargas maiores e com raios
menores se atrairão mais e, por isto, os compostos formados por
estes íons terão maior ponto de fusão. Para ilustrar este
comportamento, olhe a tabela a seguir:
Tabela: comparação dos pontos de fusão de compostos iônicos
distintos
Composto
iônico
Fórmula
Íons
(Período dos
átomos)
Ponto de
Fusão (ºC)
Brometo de
césio
CsBr
Cs /Br
(6ºP/4ºP)
636
Iodeto de sódio NaI
Na /I
(3ºP/5ºP)
661
Brometo de
potássio
KBr
K /Br
(4ºP/4ºP)
734
Cloreto de sódio NaCl
Na /Cl
(3ºP/3ºP)
801
Fluoreto de lítio LiF
Li /F
(2ºP/2ºP)
845
Óxido de sódio Na O
Na /O
(3ºP/2ºP)
1132
Óxido de
magnésio
MgO
Mg /O
(3ºP/2ºP)
2852
Resumindo, de maneira geral, podemos fazer a seguinte relação:
 ↑ cargas dos íons e ↓ raios iônicos ⇒ ↑ atração entre os íons ⇒ ↑
ponto de fusão do composto iônico
+ –
+ –
+ –
+ –
+ –
2
+ 2-
2+ 2-
Entendeu as propriedades dos compostos iônicos? São
importantes. Dá outra lida e observe os detalhes, ok?
Representação das ligações iônicas – Fórmulas
Para representarmos a formação de um composto iônico,
fazemos usos de fórmulas. Didaticamente, usamos três
fórmulas para pensarmos na formação das substâncias iônicas: a
“fórmula de Lewis” (fórmula eletrônica), a fórmula iônica e a
fórmula do composto iônico.
Vale lembrar que a ligação iônica se baseia na ligação entre um
metal, baixa energia de ionização, e um ametal, alta afinidade
eletrônica. Deste modo, o sentido dos elétrons sempre será do
metal (doa elétrons) para o ametal (recebe elétrons), gerando
um cátion metálico e um ânion ametálico. Como este processo é
altamente favorável (pois é de acordo com a natureza das
espécies envolvidas), o composto iônico formado é mais estável
que os elementos formadores isolados. Por isto, a formação de
um composto iônico é um processo que libera energia (“processo
exotérmico”).
Nosso “grande exemplo” na Química é a formação do cloreto de
sódio (NaCl), formado pelo Sódio (Na – Família IA, Z = 11)
e Cloro (Cl – Família VIIA, Z = 17). Para este 1º exemplo, as
fórmulas ficariam assim, observe:
(*Neste caso, como a quantidade é igual a 1, não precisa mostrar. De 2
em diante, mostra-se usando como se fossem “índices” (subscrito),
como, por exemplo, Fe O , ok?)2 3
E agora preste atenção em um detalhe “oculto” muito
importante! Eu te pergunto: como ficaram as configurações
eletrônicas dos íons? Olha:
Na = 1s 2s 2p
Cl = 1s 2s 2p 3s3p
Observou? E o que estes íons têm em comum? Pense…
Todos os orbitais (s e p) estão preenchidos (s e p ). E surge
“aquela” pergunta que não quer calar: E DAÍ??? rs…
Ora, e daí, que “isto” (os orbitais preenchidos) não é uma mera
coincidência! Os metais tendem a doar elétrons e os ametais
tendem a receber estes elétrons, ambos buscando
ESTABILIDADE. E, de maneira geral, esta estabilidade é
conseguida quando as espécies (neste caso, os íons) ficam com
os orbitais preenchidos.
Esta situação foi tão facilmente observada que Gilbert Lewis
propôs a regra do octeto, ideia na qual os átomos se ligariam
para ficar com a configuração eletrônica de um gás nobre (s p ),
adquirindo estabilidade. Logo, a estabilidade era adquirida com
oito elétrons de valência (daí o nome regra do octeto). Vale
salientar que esta “regra” não é “infalível”. Temos inúmeras
situações de substâncias (iônicas ou moleculares) que não
seguem o octeto, mas é um bom método de previsão,
principalmente, para os elementos representativos (“Família A”).
Será que você entendeu?
Vamos ver mais alguns exemplos, ok?
Exemplo 2: ligação iônica entre o Potássio (K – Família IA, Z
= 19) e o Enxofre (S – Família VIA, Z = 16). Para a formação do
composto iônico, as fórmulas ficariam assim:
+ 2 2 6
– 2 2 6 2 6
2 6
2 6
Está entendendo a lógica? A Família IA tem 1 elétron de valência
e doa este elétron. Já a Família VIA tem 6 elétrons de valência e
precisa receber 2 elétrons. Desta forma, são necessários dois
átomos de Potássio, cada um doando 1é, para que, desta forma, o
Enxofre receba 2é. Ok?
Vale observar que o somatório das cargas totais positivas (neste
caso, é +2) é sempre igual ao das cargas totais negativas (neste
caso, -2). Observou?
 
E as configurações eletrônicas dos íons, como ficam? Olha:
K = 1s 2s 2p 3s 3p
S = 1s 2s 2p 3s 3p
Orbitais preenchidos!!! Viu?
Uma observação importante: os dois íons ficaram com a mesma
configuração eletrônica. Iguaizinhos! Sabe o que isto significa?
Exato! NADA! É apenas uma coincidência mesmo. rs.
+ 2 2 6 2 6
2- 2 2 6 2 6
Aprendendo!
Para as ligações iônicas, pela configuração eletrônica
dos grupos/ famílias, podemos deduzir que os metais
alcalinos (grupo 1, Família IA) formarão sempre cátions
do tipo +1 (doam 1é) (falamos que ficam com “NOx” =

Está ficando claro?
Então vamos ver mais um exemplo, ok?
Exemplo 3: ligação iônica entre o Cálcio (Ca – Família IIA, Z =
20) e o Flúor (F – Família VIIA, Z = 9). Para a formação do
composto iônico, as fórmulas ficariam assim:
+1. NOx é o que chamamos de número de oxidação). Já
os metais alcalino-terrosos (grupo 2, Família IIA)
formarão sempre cátions do tipo +2 (doam 2é) (NOx =
+2). E os metais da Família IIIA (grupo 13) formarão
cátions do tipo +3 (doam 3é) (NOx = +3).
Já para os metais de transição (Famílias IB a VIIIB) esta
previsão não é tão simples, pois os metais destas
famílias, por terem elétrons mais energéticos no orbital
d, diferente dos elétrons de valência, podem doar mais
de uma quantidade de elétrons. Por exemplo, o metal
Ferro (grupo 8, Família VIIIB) pode doar 2 ou 3é. Ou
seja, existe o cátion Fe e o cátion Fe (mais estável).
Por outro lado, para os ametais, como recebem elétrons,
ficam com carga negativa. A lógica é:
Grupo 15 (Família VA) – formarão ânions do tipo -3
(recebem 3é) (NOx = -3).
Grupo 16 (Família VIA – calcogênios) – formarão
ânions do tipo -2 (recebem 2é) (NOx = -2).
Grupo 17(Família VIIA – halogênios) – formarão ânions
do tipo -1 (recebem 1é) (NOx = -1).
2+ 3+
Percebeu? Família IIA tem 2 elétrons de valência e doa estes 2é.
Já a Família VIIA tem 7 elétrons de valência e precisa receber
apenas 1é. Desta forma, são necessários dois átomos de Flúor
para cada um receber 1é. Ok?
E as configurações eletrônicas dos íons, como ficaram? Olha:
Ca = 1s 2s 2p 3s 3p
F = 1s 2s 2p
Mais uma vez, orbitais preenchidos!!! Viu?
Mais dois exemplos para terminarmos esta parte, ok?
Exemplo 4: ligação iônica entre o Alumínio (Al – Família
IIIA, Z = 13) e o Oxigênio (O – Família VIA, Z = 8). Para a
formação do composto iônico, as fórmulas ficariam assim:
Viu? Seis elétrons doados (cada átomo de Alumínio (Fam. IIIA)
doou 3é) e seis elétrons recebidos (cada átomo de Oxigênio
(Fam. VIA) recebeu 2é). Desta forma, o total de carga positiva é
+6, que é igual ao total de carga negativa (-6). Tranquilo?
E as configurações eletrônicas dos íons…
2+ 2 2 6 2 6
– 2 2 6
Al = 1s 2s 2p
O = 1s 2s 2p
(Lembrando: configurações iguais? Coincidência!)
Vamos a um último exemplo, tá?
Exemplo 5: ligação iônica entre o Ferro (Fe – Família VIIIB, Z
= 26) e o Oxigênio (O – Família VIA, Z = 8).
Neste caso, devido à configuração do átomo de Ferro, cujo
elétron mais energético está em um orbital d
(1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d ), existem duas possiblidades para a
formação do composto iônico. Veja:
1ª Possibilidade: Ferro doando dois elétrons (os 2é de
valência)
Configurações eletrônicas dos íons:
Fe = 1s 2s 2p 3s 3p 3d
O = 1s 2s 2p
2ª Possibilidade: Ferro doando três elétrons (os 2é de
valência mais o elétron mais energético):
3+ 2 2 6
2- 2 2 6
2 2 6 2 6 2 6
2+ 2 2 6 2 6 6
2- 2 2 6
Configurações eletrônicas dos íons:
Fe = 1s 2s 2p 3s 3p 3d
O = 1s 2s 2p
Você conseguiu enxergar a diferença?
Está no último orbital, né? Fe → 3d x Fe → 3d
E DAÍ???
Bem, daí que as duas espécies (cátion “ferroso” – Fe – e cátion
“férrico” – Fe ) existem. Estas situações são muito comuns para
os metais de transição (Família B), devido aos elétrons mais
energéticos no orbital d destes átomos. Deste modo, nem sempre
é fácil prever…
Neste caso específico do átomo de Ferro, ele pode doar dois ou
três elétrons. Vale salientar que a forma Fe é mais estável
que a forma Fe . A explicação para esta diferença está no
último orbital (d) dos íons formados. Quando o Ferro doa 3é, o
último orbital fica na forma 3d , orbital semipreenchido, que é
estável. Veja:
↑ ↑ ↑ ↑ ↑ 
Lembra?
Esta forma é mais estável do que a forma 3d , que ocorre quando
o átomo de Ferro doa apenas 2é:
3+ 2 2 6 2 6 5
2- 2 2 6
2+ 6 3+ 5
2+
3+
3+
2+
5
6
↑ ↓ ↑ ↑ ↑ ↑ 
Ok?
Entendeu? Tem certeza?
Agora é fazer muitos exercícios para sedimentar esta parte, tá?
E vamos partir para o 3º (e último) tipo de ligação química, ok?
Ligação Covalente
A ligação covalente é uma ligação química que ocorre entre
ametais.
Como os ametais são espécies de comportamento semelhante
(tendem a receber elétrons) e apresentam alta afinidade
eletrônica e alta eletronegatividade, não ocorre transferência de
elétrons, ou seja, não há a formação de íons. Em vez disto, os
elétrons das camadas de valência ficam atraídos
simultaneamente (usamos o termo “compartilhados”) pelos
núcleos dos átomos, fazendo com que estes átomos permaneçam
unidos. Ou seja, a ligação chamada covalente é caracterizada
pelo compartilhamento de elétrons entre ametais.
As substâncias formadas por estas ligações covalentes dão
origem às substâncias moleculares, que chamamos tão
comumente de moléculas.
Como esta ligação ocorre entre ametais, e estes são minoria na
Tabela Periódica, já podemos prever quem fará este tipo de
ligação. Veja a seguir:
Principais ametais que formam as ligações covalentes quando
interagem entre si. Em vermelho, o átomo de Berílio, metal que realiza
ligação covalente.
Observe, na figura a seguir, como ocorre a ligação covalente
entre dois átomos de Cloro (Família VIIA – Z = 17 –
1s 2s 2p 3s 3p ).
Formação da ligação covalente entre átomos de Cloro. No detalhe, a
fórmula estrutural, forma de representar no qual o traço entre os
átomos indica o par de elétrons compartilhado, e a fórmula molecular
da substância formada.
Os dois átomos de Cloro, cada um com seus sete elétrons de
valência, se aproximam, e, como ambos apresentam alta
afinidade eletrônica e alta eletronegatividade, não há como
ocorrer transferência de elétrons. Deste modo, cada átomo de2 2 6 2 5
Cloro compartilha um elétron seu com o outro átomo. Sendo
assim, ambos ficam com oito elétrons na camada de valência,
com orbitais preenchidos (1s 2s 2p 3s 3p ), seguindo a regra
do octeto (lembra?), daí tem-se a formação da molécula do gás
cloro (Cl ).
Propriedades das moléculas:
Com relação às propriedades dos compostos moleculares, estas
se devem não só à ligação covalente propriamente dita, mas
também dependem da polaridade da molécula, do tipo de
interação entre as moléculas (“forças intermoleculares”) e do
tamanho das moléculas envolvidas.
Vamos ver estas características e propriedades:
a. Estado físico variável.
Existem moléculas nos estados sólido, líquido e gasoso.
De maneira geral, moléculas “grandes” e/ou polares são sólidas e
“pequenas” e/ou apolares tendem a estar no estado gasoso.
Resumindo, de maneira geral, podemos fazer a seguinte relação:
moléculas maiores e polares ⇒ ↑ atração intermolecular ⇒ ↑ -
aproximação entre as moléculas ⇒ moléculas no estado sólido
(Vale o raciocínio inverso: moléculas menores e apolares ⇒…⇒
moléculas no estado gasoso)
b. Pontos de fusão e ebulição variáveis.
Quando no estado sólido, as moléculas geralmente possuem
pontos de fusão mais baixos, se comparados com os das
substâncias iônicas ou metálicas.
Já no estado líquido, a variação do ponto de ebulição é muito
grande e dependerá do tamanho e da polaridade das moléculas.
De maneira geral, as moléculas maiores e mais polares terão
maior ponto de ebulição.
2 2 6 2 6
2
c. Solubilidade
As moléculas se misturam ou se dissolvem conforme sua
polaridade. De maneira geral, moléculas polares serão solúveis
em moléculas polares e moléculas apolares serão solúveis em
solventes apolares. Por exemplo, como a água é uma molécula
muito polar, ela será capaz de solubilizar outras moléculas
igualmente polares.
d. Condução de calor e eletricidade.
Normalmente, as substâncias moleculares não conduzem calor,
nem eletricidade. Pelo contrário, são consideradas “isolantes”
térmicos (como o isopor) e elétricos (como a “fita isolante” e a
borracha).
Porém, as moléculas conhecidas como “ácidos”, quando
solubilizadas em água, são capazes de sofrer ionização, e, em
solução, conduzem corrente elétrica (formam também soluções
eletrolíticas).
Representação das ligações iônicas – Fórmulas
Para representarmos a formação de um composto molecular, de
modo semelhante às ligações iônicas, fazemos usos de fórmulas.
Didaticamente, usamos também três fórmulas para pensarmos
na formação das moléculas: a “fórmula de Lewis” (fórmula
eletrônica), a fórmula estrutural e a fórmula molecular.
Um bom exemplo, mostrado preliminarmente, é a formação do
gás cloro (Cl ), formado pela ligação covalente entre dois átomos
de Cloro (Cl – Família VIIA, Z = 17), na qual ambos só precisam
de 1 elétron (farão uma ligação). Observe como ficam as
fórmulas para este 1º exemplo:
2
(*Se a quantidade for igual a 1, não precisa mostrar. De 2 em diante
mostra-se usando como se fossem “índices” (subscrito), como neste
caso, ok?)
Mais uma vez, é válido lembrar que os ametais, ao se ligarem,
buscam ESTABILIDADE. E, de maneira geral, esta estabilidade é
conseguida quando as espécies ficam com os orbitais
preenchidos. Gilbert Lewis propôs a regra do octeto (s p ) para
pensar em estabilidade das espécies nas ligações (já falamos
disto lá na ligação iônica, não é?).
Vale salientar, de novo, que esta “regra” não é “infalível”. Temos
situações de moléculas que não seguem o octeto, mas continua
2 6
Fique sabendo!
Os elementos ditos monovalentes (Hidrogênio e
elementos do grupo 17/Fam. VIIA) tendem a
compartilhar um elétron, formando um par de elétrons.
Os elementos bivalentes (grupo 16/Fam. VIA) tendem
a compartilhar 2 elétrons, formando 2 pares de elétrons.
Os trivalentes (grupo 15/Fam. VA) tendem a
compartilhar 3 elétrons, formando 3 pares de elétrons. E
os tetravalentes (grupo 14/Fam. IVA) tendem a
compartilhar 4 elétrons, formando 4 pares de elétrons.

sendo um bom método de previsão, ainda mais que todos os
ametais pertencem aos elementos representativos (“Família A”).
Uma diferença importante nas ligações covalentes diz respeito à
possibilidade das chamadas ligações múltiplas (ligações simples,
duplas e triplas; já ouviu falar?), que não ocorrem nas outras
ligações. Observe a figura a seguir.
As ligações múltiplas. Representação das ligações covalentes em
fórmulas estruturais, de acordo com a quantidade de para de elétrons
compartilhados.
Vamos ver mais um exemplo de ligação covalente e suas
fórmulas.
Exemplo 2: ligação covalente entre dois átomos
de Oxigênio (O – Família VIA, Z = 8):
Percebeu a ligação dupla na molécula do gás oxigênio (O )?
Está entendendo a lógica?
A Família VIA tem 6 elétrons de valência e o Oxigênio, desta
forma, precisa de 2 elétrons para se estabilizar. Daí, os dois
2
átomos compartilham dois pares de elétrons (fazem duas
ligações covalentes, neste caso, uma ligação dupla) e ficam
estáveis, preenchendo seus orbitais (1s 2s 2p ) nesta
“parceria”.
Vamos ver um terceiro exemplo agora com átomos diferentes.
Exemplo 3: ligação covalente entre o átomo de Oxigênio (O –
Família VIA, Z = 8) e o átomo de Hidrogênio (H – Z = 1):
Observe que, neste exemplo, o Oxigênio continua fazendo duas
ligações, mas não há ligação dupla, há duas ligações simples
com os Hidrogênios (que só conseguem fazer uma ligação),
formando a tão famosa e importante molécula de água.
Conseguiu perceber a diferença do ex. 2 para o ex. 3? Reveja com
atenção, tá?
Vale salientar que todos os três átomos ficaram estáveis ao
compartilharem seus elétrons, preenchendo seus orbitais (O =
1s 2s 2p e H = 1s – o repare que o Hidrogênio não segue
a regra do octeto).
E uma observação bem importante: repare que na fórmula de
Lewis os átomos estão “em linha”, mas na fórmula estrutural
eles estão de forma “angular”. As duas fórmulas estão certas! A
fórmula de Lewis não possui uma “orientação espacial”, podendo
estar em arranjo diferente (o que tem que estar certo é a
quantidade de elétrons e de ligações). Mas a fórmula estrutural
tem que seguir um arranjo espacial, chamado de geometria
molecular, de acordo com os átomos envolvidos. É
obrigatório! No caso da água, como “sobram” elétrons no
átomo central (que é o Oxigênio, vide a fórmula de Lewis), há
uma repulsão eletrônica entre os elétrons que fazem as ligações
2 2 6
2 2 6 2
(“elétrons ligantes”) e os elétrons que não participam de
nenhuma ligação (“elétrons não-ligantes”). Esta repulsão força
os elétrons a se afastarem o máximo possível na molécula (para
minimizar a repulsão eletrônica), gerando um arranjo espacial,
que chamamos de geometria molecular, que, no caso específico
da água, se chama “geometria angular”.
Vamos ver mais três exemplos bem importantes (a formação das
moléculas dos gases nitrogênio (N ), amônia (NH ) e carbônico
(CO )) para “clarear” esta ideia, ok?
Exemplo 4: ligação covalente entre dois átomos
de Nitrogênio (N – Família VA, Z = 7):
O Nitrogênio faz três ligações. Neste caso, ele fez uma ligação
tripla com outro átomo de Nitrogênio, para formar a molécula
do gás nitrogênio (N ). Percebeu? Está entendendo a lógica? A
geometria molecular é linear.
Mais um exemplo…
2 3
2
2
Para saber mais!
As moléculas formadas por apenas dois átomos (iguais
ou diferentes), como as dos exemplos 1, 2 e 4 (Cl , O e
N ) são chamadas moléculas diatômicas. E a
geometria molecular destas moléculas é sempre linear.
Fácil, não é?

2 2
2
Exemplo 5: ligação covalente entre o átomo de Nitrogênio (N
– Família VA, Z = 7) e o átomo de Hidrogênio (H – Z = 1):
Observe que, neste exemplo, o Nitrogênio continua fazendo três
ligações, mas não há ligação tripla, há três ligações simples com
os Hidrogênios (que só conseguem fazer uma ligação), formando
a famosa molécula de amônia (NH ). Percebeu a diferença do ex.
4 para o ex. 5? Compare com calma.
Vale salientar, maisuma vez, que todos os quatro átomos
ficaram estáveis ao compartilharem seus elétrons, preenchendo
seus orbitais (N = 1s 2s 2p ; H = 1s ).
Uma observação bem importante: repare que na fórmula de
Lewis os átomos estão “em forma de T”, mas na fórmula
estrutural eles estão “fora do plano” em uma geometria chamada
“trigonal piramidal” (ou “pirâmide triangular”). Lembrando que
a fórmula de Lewis não possui uma “orientação espacial”,
podendo estar em arranjo diferente. Mas a fórmula
estrutural tem que seguir a geometria molecular.
Vamos ver um último exemplo, ok?
Exemplo 6: ligação covalente entre o átomo de Carbono (C –
Família IVA, Z = 6) e o átomo de Oxigênio (O – Z = 8):
3
2 2 6 2
Repare que, neste exemplo, o Oxigênio continua fazendo duas
ligações e o Carbono faz quatro ligações. Deste modo, um átomo
de Carbono faz duas ligações (ligação dupla) com os dois átomos
de Oxigênio e juntos formam a famosa molécula do gás
carbônico (CO ).
Observe que a geometria molecular da molécula do CO é linear.
Se você comparar com o exemplo 3 (o da molécula de água) verá
que as duas moléculas “se parecem” (H O e CO ), mas no
“elemento central” da molécula de água (o átomo de Oxigênio)
há elétrons não ligantes (observe na fórmula de Lewis do
exemplo 3). Já na molécula do CO não há “sobra” de elétrons no
átomo central (que, neste caso, é o Carbono). Esta diferença faz
com que as geometrias sejam diferentes. A molécula de água tem
geometria angular e a molécula do gás carbônico tem geometria
linear.
Estes diferentes arranjos espaciais dos átomos que compõem as
moléculas conferem propriedades diferentes às substâncias. Por
exemplo, a água é uma molécula polar e o gás carbônico é uma
molécula apolar.
Por serem parâmetros muito importantes, a geometria
molecular e a polaridade das moléculas devem ser estudadas
com mais profundidade. Então vamos ver estas teorias, ok?
Geometria molecular
Antes de falar da geometria das moléculas propriamente dita,
precisamos pensar no que acontece com os elétrons das camadas
de valência dos ametais quando da formação das ligações
covalentes. Olha só:
Os elétrons da camada de valência tendem a se organizar em
pares, mesmo que não estejam envolvidos no
compartilhamento.
Os pares de elétrons de valência podem ser organizados em
dois tipos:
2
2
2 2
2
PL (Pares Ligantes): pares de elétrons que unem os átomos da
ligação.
PNL (Pares Não Ligantes): pares de elétrons que não
participam das ligações.
Todos os pares de elétrons de valência (PL e/ou PNL) devem
permanecer os mais distantes possíveis uns dos outros, para
que a repulsão entre eles seja a menor possível.
Este último item é a base da teoria da repulsão entre os pares de
elétrons da camada de valência (TRPEV. Sigla em inglês –
 VSEPR).
Ok?
Utilizando esta teoria da repulsão dos pares eletrônicos,
podemos determinar a geometria de uma molécula. Os pares de
elétrons envolvidos na estrutura da molécula (ligantes e não
ligantes) procuram uma orientação espacial (afastamento), na
qual a repulsão entre os pares seja a menor possível, gerando
desta forma, estabilidade para a molécula formada. Os “átomos
ligantes” (que ficam ao redor do átomo central – que
normalmente é o átomo mais eletronegativo) se posicionam de
acordo com esta minimização da repulsão eletrônica. Esta
orientação espacial define a geometria molecular.
Existem cinco tipos clássicos de geometria molecular:
Geometria linear
Geometria angular
Geometria trigonal planar (ou trigonal plana ou plana
triangular)
Geometria trigonal piramidal (ou pirâmide trigonal)
Geometria Tetraédrica
A variação no tipo de geometria está associada à quantidade de
átomos ligantes (que contém os elétrons ligantes – PL) ao átomo
central e à quantidade de pares de elétrons não ligantes (PNL) ao
redor do átomo central.
Observe o quadro abaixo com os principais tipos de geometria
molecular.
Vale ressaltar que os átomos de Hidrogênio (H), Berílio (Be) e
Boro (B) não seguem a “regra do octeto”. Ocorre, na verdade, o
que chamamos de “contração do octeto”, ou seja, átomos que
fazem ligações e se estabilizam com menos de oito elétrons. Nos
exemplos do quadro, o Hidrogênio ( H), ao fazer uma ligação, se
estabiliza com 2 elétrons. O Berílio (Be – IIA – metal que faz
ligação covalente (exceção!)), ao fazer duas ligações, fica estável
1
com 4 elétrons, e o Boro (B – IIIA), ao fazer três ligações, fica
com 6 elétrons na sua camada de valência.
Resumindo, se não sobrarem elétrons não ligantes no átomo
central, de acordo com o número de átomos ligantes, a
geometria será linear, trigonal planar ou tetraédrica. Se
sobrarem elétrons não ligantes no átomo central, de acordo com
o número de átomos ligantes, a geometria será angular ou
trigonal piramidal.
Fique sabendo!
A ordem dos ametais nas fórmulas moleculares,
de maneira geral, segue o critério da ordem de
eletronegatividade: primeiro vem o elemento menos
eletronegativo, depois o elemento mais eletronegativo.
Por isto, temos BeH , H O e BF nos três primeiros
exemplos do quadro das geometrias.
Mas os dois últimos exemplos (NH e CH ) deste
quadro não seguem esta “regra”. Pela convenção
deveriam ser “H N” e “H C”. Por que há esta inversão?
Para o 1º caso (NH – amônia), convencionou-se que as
moléculas que começam com Hidrogênio na fórmula
molecular são as que têm caráter ácido (exceto a água,
que começa com H, mas não tem caráter ácido) e como a
amônia não tem caráter ácido (pelo contrário, tem
caráter básico…), faz-se a inversão, para evitar uma
possível confusão.
Já no caso da molécula do CH (metano), que se trata de
uma molécula orgânica (Química Orgânica – Tópico
06), a regra define que as fórmulas moleculares dos

2 2 3
3 4
3 4
3
4
Existem outros tipos de geometria molecular, em casos
considerados “especiais”: trigonal bipiramidal, octaédrica,
pirâmide de base quadrada e quadrada planar. Veja os exemplos
a seguir.
Em todos os quatro exemplos deste quadro, os átomos centrais
não seguem a “regra do octeto”. Ocorre, na verdade, o que
chamamos de “expansão do octeto”, ou seja, átomos que fazem
ligações e se estabilizam com mais de oito elétrons. Nos
exemplos do quadro, o Fósforo (P – VA), ao fazer cinco ligações,
fica com 10 elétrons. O Enxofre (S – VIA), ao fazer seis ligações,
compostos orgânicos sempre começam com o Carbono
(já que a Química Orgânica é a química do carbono, não
é?), vindo em sequência o Hidrogênio, e depois, se
tiverem, os demais átomos em ordem alfabética.
Ok?
fica com 12 elétrons, o mesmo acontece com o Bromo (Br –
VIIA), que também fica com 12 elétrons, e até com o Xenônio
(Xe – VIIIA – um gás nobre!), que também fica com 12 elétrons.
Vale destacar que o que chamamos de “geometria molecular” é o
arranjo espacial dos átomos, que representamos na fórmula
estrutural. Ou seja, quando você desenhar a fórmula estrutural
de uma molécula, você deve obedecer a geometria da molécula
em função do átomo central, ok?
Faça muitos exercícios para você ficar craque nisto, falou?
Polaridade das moléculas
As propriedades dos compostos moleculares estão muito
associadas ao que chamamos de polaridade das moléculas e a
como estes polos formados geram interação entre as moléculas
(“forças intermoleculares”).
Na maioria das ligações covalentes os elétrons compartilhados
estão localizados mais próximos a um átomo do que a outro.
Este compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações
polares (formação de polos).
Isto ocorre devido à diferença na eletronegatividade entre os
ametais, que leva à formação de polos (δ+/δ-) nas moléculas. A
presença destes dois polos (dipolo) é que gera o que chamamos
de Polaridade.
Entenda mais!
Existe uma “competição” (uma espécie de “cabo de
guerra”) entre os núcleos, para saber quem atrai mais o
par de elétrons da ligação covalente. Mas qual a “força”
que um ametal “usará” para atrair os elétrons da ligação

Deste modo, podemos afirmar que quantomaior a diferença na
eletronegatividade (En) entre os átomos da ligação, maior a
polaridade da ligação ( ↑ ΔEn ⇒ ↑ Polaridade).
Deste modo, temos:
Ligação covalente apolar – Os átomos ligados têm igual
eletronegatividade.
Ligação covalente polar – Os átomos ligados têm diferente
eletronegatividade.
Entendeu esta relação?
ESCALA DE ELETRONEGATIVIDADE DOS
PRINCIPAIS AMETAIS:
covalente? Isto mesmo, a eletronegatividade.
Lembra-se da definição de eletronegatividade (Tópico
02)? Vou te lembrar: eletronegatividade é a capacidade
que um átomo tem de, em uma ligação, atrair para si os
elétrons desta ligação. Então, se dois ametais diferentes
se ligam, eles terão diferentes capacidades
(eletronegatividade) de atrair os elétrons da ligação e
esta situação gerará uma ligação polar (ocorrerá a
formação de polos: δ+/δ-) (δ = lê-se “delta”). Se forem
átomos iguais, a capacidade é a mesma, o que não gerará
polos. Deste modo, teremos uma ligação apolar (sem
polos). Observe o esquema abaixo:
Podemos construir uma ordem de Eletronegatividade para os
principais ametais:
( ↑En F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > H ↓En)
(Até tem uma frase assim (meio infame):
“Fui Ontem No Clube, Briguei
“I” Saí Correndo Para Hospital”!) (já ouviu? rs)
O elemento mais eletronegativo é a extremidade negativa (ou
polo), sendo representada por δ-, e o elemento menos
eletronegativo é o polo positivo (δ+).
(Dois polos = dipolo)
Daí, podemos concluir que, de maneira geral, moléculas que têm
ligações polares serão moléculas polares. Mas a geometria da
molécula também influenciará na polaridade.
Podemos afirmar que todas as moléculas cujo átomo central gera
a geometria angular ou trigonal piramidal (sobram elétrons no
átomo central) serão polares. Já para as moléculas cujo átomo
central gera a geometria linear, trigonal planar ou tetraédrica
(não sobram elétrons no átomo central), se os átomos ligantes
forem iguais, a molécula será apolar. Se os ligantes forem
diferentes, a molécula será polar.
Observe o quadro abaixo, com exemplos, resumindo a relação
entre as geometrias e a polaridade das moléculas.
Vale destacar que, para as moléculas polares, quanto maior for a
diferença na eletronegatividade entre os átomos envolvidos,
maior a polaridade da molécula. Se nos basearmos na ordem de
eletronegatividade (F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > H),
podemos concluir, então, que, por exemplo:
A molécula de H O é mais polar que a molécula de H S.
A molécula de HF é mais polar que a molécula de HCl.
A molécula de HCl é mais polar que a molécula de HBr.
Enxergou estas relações?
Estes conceitos são muito importantes, pois a presença dos polos
(δ+/δ-) é que faz com que as moléculas se aproximem e,
consequentemente, ocorra a interação entre elas. Esta interação
nós chamamos de “Forças Intermoleculares”. A intensidade da
atração entre as moléculas depende da intensidade de seus
dipolos, ou seja, da polaridade das moléculas.
Tipos de interações intermoleculares e
importância
Veja este breve vídeo, que mostra as ligações covalentes
polares e apolares e a relação com a geometria, de um
jeito bem didático.

Química: Ligações Covalentes Polares e ApolQuímica: Ligações Covalentes Polares e Apol……
2 2
https://www.youtube.com/watch?v=nxzd8FhjdS0
As interações intermoleculares, comumente chamadas de
“Forças Intermoleculares”, são as forças de Interação (de atração
ou coesão) entre as moléculas. As moléculas de uma substância
sólida ou líquida se mantêm unidas através da atração existente
entre elas.
O tipo de interação entre as moléculas depende basicamente da
polaridade das mesmas. Moléculas mais polares (ou seja, com
polos mais intensos, mais fortes) se atraem com mais
intensidade. Já moléculas apolares se atraem com intensidade
menor, deste modo, têm interações mais fracas.
Existem dois tipos de interações mais importantes nos
compostos moleculares: as forças de van der Waals (que se
subdividem em duas: dipolo-dipolo e dispersão de London),
mais fracas, e a ligação de hidrogênio (mais forte). Estas
interações são de natureza eletrostática, ou seja, envolvem
atrações entre polos opostos (positivo/negativo).
a. Forças de dispersão de London
As forças entre dipolos instantâneos são chamadas forças de
dispersão de London (ou dipolo instantâneo-dipolo induzido). É
a mais fraca de todas as forças intermoleculares. É uma atração
que ocorre entre moléculas apolares, que quando se aproximam
umas das outras, causam uma repulsão entre suas nuvens
eletrônicas, que então se deformam, induzindo a formação de
dipolos. Moléculas que apresentam apenas este tipo de interação
(as apolares) tendem a ter menores pontos de fusão e ebulição e
não serem solúveis em água.
b. Dipolo-Dipolo
As forças do tipo dipolo-dipolo (dipolo permanente-dipolo
permanente) existem entre moléculas polares. São mais fortes
que as forças de dispersão de London. O polo negativo do dipolo
de uma molécula se aproxima do polo positivo do dipolo de
outra molécula. São características de grupos polares (por
exemplo: C-X , C-N, C-O, H-S, etc.).
c. Ligação de Hidrogênio
A ligação de Hidrogênio (chamada popularmente de “ponte de
Hidrogênio”) é a interação mais forte. É uma interação do tipo
dipolo permanente-dipolo permanente, mas que envolve dipolos
bem intensos. Ocorre quando a molécula é polar e possui o
Hidrogênio (H) ligado a elemento muito eletronegativo e de
pequeno raio (F, O, N). Como o H tem baixa eletronegatividade,
ele é o polo fortemente positivo (δ+). São exemplos de moléculas
que apresentam ligação de Hidrogênio: H O; HF; NH . Além de
todas as moléculas que tenham o grupo hidroxila (OH) e grupos
NH ou NH .
Por ser muito forte, a ligação de Hidrogênio tem papel
fundamental nas propriedades das moléculas que apresentam
esta força intermolecular. Por exemplo, a água é líquida porque,
apesar de ser uma molécula pequena, tem alta interação (ligação
de Hidrogênio) entre suas moléculas. Além disto, moléculas que
apresentam esta interação tendem a ter maiores pontos de fusão
e ebulição e serem solúveis em água.
O reconhecimento das forças intermoleculares é importante em
várias situações de estudo, pois auxilia na previsão do
comportamento das moléculas (ponto de ebulição, solubilidade,
etc.). Você pode usar o raciocínio do fluxograma abaixo para
reconhecer o tipo de força intermolecular que uma molécula em
questão apresenta.
7A
2 3
2
Fluxograma simplificado para reconhecer as forças intermoleculares.
Tenha em mente que existe uma sequência lógica de raciocínio:
Ametais → Ligação covalente → Diferença na Eletronegatividade
→ Polaridade → Força Intermolecular → Propriedades Físicas.
Enxergou?
Na dúvida, estude mais um pouco, ok?
3. Conclusão
Este Tópico 3 nos mostra que é possível, e importante, classificar
as substâncias em metálicas, iônicas ou covalentes. E esta
classificação já nos permite prever comportamentos e
propriedades dos milhares de substâncias.
Na ligação metálica, percebemos que a natureza da ligação, com
seus elétrons livres (“nuvem” ou “mar” de elétrons), explica as
marcantes propriedades dos compostos metálicos.
Dentro da ligação iônica, pudemos perceber que as cargas e o
tamanho dos íons, que compõem o retículo cristalino,
influenciarão nas propriedades dos compostos iônicos.
E por último, mas não menos importante, na ligação covalente,
no mundo molecular, pudemos observar a importância da
composição e da estrutura das moléculas na polaridade das
mesmas e, a partir desta observação, pensar nas interações entre
as moléculas e nas propriedades destas substâncias.
4. Referências
ATKINS, P., JONES, L. Princípios de química: Questionando
a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman,
2001.
BROWN, T.L., LeMAY, Jr., H.E., BURSTEN, B.E. Química:
ciência central. 9ª ed., São Paulo: Pearson, 2005.
MAIA, D. J., BIANCHI, J. C. de A. Química Geral –
Fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice hall, 2007.
YouTube. (2015,Maio, 20). Socratica Português. Química:
Ligações Covalentes Polares e Apolares. 5min55. Disponível em:
<https://www.youtube.com/watch?v=nxzd8FhjdS0>. Acesso
em: 21 Jul. 2018.
YouTube. (2011, Julho, 23).
VicVídeos2000. Telecurso2000 – Aula 43/50 – Química –
Como o Detergente Tira a Gordura. 12min05. Disponível em:
<https://www.youtube.com/watch?v=l4pfzIbyExE>. Acesso em:
20 Jul. 2018.
https://www.youtube.com/watch?v=nxzd8FhjdS0
https://www.youtube.com/watch?v=l4pfzIbyExE
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