Aula 3 Ligações Químicas

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Ligações Químicas 
1 
2 
Ligações Químicas 
Ligações Químicas Primárias 
 
 Iônica 
Metálica 
Covalente 
Interatômicas 
Intermoleculares 
Ligações Químicas Secundárias 
 (interações de van der Waals) 
 
Dipolo induzido – dipolo induzido 
Dipolo – dipolo induzido 
Dipolo – dipolo 
 
 Íon – dipolo 
Fonte: http://www.exitorio.com.br/exitonoticias/ntc9085,alimentacao-
saudavel-pode-diminuir-hipertensao-arterial.html 
Sal de cozinha 
Fonte: http://cabelosderainha.com.br/cabelo-macio-e-brilhante-com-
hidratacao-de-acucar/ 
Açúcar refinado 
Ligações Químicas 
NaCl 
Cloreto de sódio 
C12H22O11 
Sacarose 
Na+ Cl- 
Substâncias brancas cristalinas 
Ligação iônica 
Ligação covalente 
Propriedades 
das 
substâncias 
3 
Matéria Átomos Ligações químicas 
Por que alguns átomos se ligam de maneira espontânea? 
 
 A ligação química traz estabilidade 
Gases nobres 
 
2He: 1s
2 
 
10Ne: 1s
2 2s2 2p6 8 elétrons na camada de valência 
2 elétrons na camada de valência s 
Totalmente preenchida 
Grande estabilidade 
4 
5 
Outros elementos 
 
Não são estáveis sozinhos e tendem a fazer ligações para completar os 8 
elétrons na camada de valência. 
Regra do Octeto 
Fonte: http://quimichristian.blogspot.com.br/2013/08/ligacoes-
quimicas-so-os-fortes-entendem.html 
2He: 1s
2 
 
9F: 1s
2 2s2 2p5 
 
7e- c.v. 
Tende a ganhar um e- para 
completar o octeto 
Os átomos tendem a ganhar, perder ou 
compartilhar elétrons até que eles estejam 
circundados por oito elétrons de valência. 
Subníveis s e p completos 
Cuidado: regra do octeto não é uma lei natural. 
Por exemplo, os metais de transição não adquirem 
configuração de gases nobres em seu compostos. 
Metais Não-metais 
Tendem a perder elétrons para formar íons 
positivos (cátions) 
Tendem a ganhar elétrons para formar íons 
negativos (ânions) 
Eletropositividade Eletronegatividade 
6 
O que determina o tipo de ligação em cada substância? 
 Estruturas eletrônicas dos átomos envolvidos. 
7 
 
 
Ligação metálica: metal + metal 
 
 
Ligação iônica: metal + não-metal 
 metal + hidrogênio 
 
 
Ligação covalente: não-metal + não-metal 
 não-metal + hidrogênio 
Diferentes tipos de ligação 
diferentes maneiras de se alcançar 
a estabilidade 
Ligações químicas 
Normalmente 
Diferença de 
eletronegatividade dos 
elementos 
Eletronegatividade 
Tendência que o 
elemento tem de atrair 
elétrons para si em uma 
ligação química 
8 
Ligação iônica 
Metal Não-metal + 
Interação eletrostática entre íons de cargas opostas 
Metal Não-metal 
1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência 
(1A, 2A e 3A) 
 
Metais de transição 
 
normalmente 
5, 6 e 7 elétrons na camada de valência 
(5A, 6A e 7A) 
Doar elétrons Receber elétrons 
Íons positivos: cátions Íons negativos: ânions 
NaCl 
11Na: 1s
2 2s2 2p6 3s1 
17Cl: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p5 
Metal H + ou 
Na+ Cl - 
Na + Cl Na+ + [ Cl ]- 
9 
Ligação iônica 
3Li 
12Mg 
13Al 
Metais de elementos representativos 
 
1A 
 
2A 
 
3A 
 
 
Metais de transição 
 
Ex: 26Fe 
 
29Cu 
 
 22Ti 
Ao formar íons, os metais de transição perdem 
primeiro seus elétrons do subnível de valência s, 
em seguida, tantos elétrons do subnível d 
quanto necessários para atingir a carga do íon. 
Hidrogênio 
1H 
H+ 
Ametais: 5A 6A 7A 
 N3- O2- F- 
ânions 
Formados por íons: cátions e ânions 
10 
Ligação iônica 
Substâncias ou Compostos Iônicos 
LiH KH CaH2 
NaCl KBr CaSO4 Mg3(PO4)2 NaHCO3 
Al(OH)3 Zn(OH)2 Ba(OH)2 
CaO Na2O CuO Cu2O 
Sais 
Hidróxidos (bases) 
Óxidos básicos 
Hidretos metálicos 
Íons poliatômicos: SO4
2- PO4
3- OH- HCO3
- NH4
+ 
Sulfato de sódio 
Hidróxido de sódio 
? Dois ou mais átomos estão ligados predominantemente por ligações covalentes formando um grupo estável que possui 
carga positiva ou negativa. 
11 
Ligação iônica 
Fórmula de um composto iônico: mostra a proporção entre as cargas 
NaCl 
+ - 
Cátions estão ligados a um número determinado de ânions. 
Ânions estão ligados a um número determinado de cátions. 
Arranjo tridimensional 
+ - + - + - + - + - + - 
+ - + - + - + - + - + - 
Retículo Cristalino 
Uma das propriedades 
mais importantes dos 
compostos iônicos 
Ligação não-direcional 
Todos os íons positivos têm como 
vizinhos mais próximos íons 
negativos, sendo as forças das 
ligações iguais em todas as 
direções. 
Cl- 
Na+ 
12 
Ligação iônica 
+ - + - + - + - + - + - 
+ - + - + - + - + - + - 
Retículo Cristalino 
Propriedades 
PF elevado: estado sólido 
Para separar um cátion de um ânion é 
necessário quebrar todas as ligações. 
Muita energia! 
Solubilidade em água: alguns 
compostos iônicos são solúveis em água 
Maneira de quebrar a ligação mais facilmente 
é solubilizar esses compostos em solvente 
polar. 
+ - + + - - 
+ - + + - - 
H2O 
- + 
solvatação 
Estado aquoso: NaCl (aq) 
13 
Ligação iônica 
+ - + - + - + - + - + - 
+ - + - + - + - + - + - 
Retículo Cristalino 
Propriedades 
Condução de corrente elétrica 
No estado líquido ou em solução 
conduzem corrente elétrica. 
 Íons livres! 
No estado sólido não conduzem. 
Clivagem: “quebradiços” 
Rompimento das ligações de modo 
que um determinado plano se deslize 
sobre o outro. 
Distorção do retículo cristalino. 
 
Cargas: 
 
Formam lascas. 
+ - + - 
+ - 
+ - + - 
+ - 
+ - + - 
+ - 
+ - + - 
+ - 
+ - 
+ 
- + - + - 
+ - + - 
+ - + - + - + - 
+ - + - + - + - 
14 
Ligação iônica 
Compostos iônicos diferentes: retículos cristalinos podem ser diferentes. 
Clivagem diferente. 
A2B AB 
Retículo cristalino e proporção dos íons. 
AB2 
15 
Ligação iônica 
16 
Ligação metálica 
Metal + 
Interação eletrostática entre os elétrons e os cátions dos metais 
Metal 
normalmente 
1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência 
(1A, 2A e 3A) 
 
Metais de transição 
 
Doar elétrons 
Íons positivos: cátions 
11Na: 1s
2 2s2 2p6 3s1 
26Fe: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
Metal 
17 
Ligação metálica 
+ + 
+ + + 
+ 
+ + + 
Li, Na, K,..... 
+ + + + + + 
+ + + + + + 
+ + + + + + 
Mg, Ca, Sr,..... 
Elétrons livres 
Modelo de mar de elétrons 
 O metal é visualizado como uma rede de cátions metálicos em um “mar” de 
elétrons de valência. 
 
- uniformemente distribuídos pela estrutura; 
- são móveis, podem fluir pelo metal; 
- nenhum elétron individual está confinado a qualquer íon metálico específico. 
Ligação não-direcional 
 Elétrons: 
18 
Ligação metálica 
Substâncias ou Compostos Metálicos 
• Brilho metálico/cor 
• Condutibilidade elétrica e térmica 
• Maleabilidade 
• Elasticidade 
• Ductilidade 
• Plasticidade 
• Insolubilidade 
• PF geralmente alto (exceto Hg) 
• Densidade elevada 
Capacidade de se transformar 
em lâminas 
Permite ser deformado e voltar 
a forma original 
Capacidade de se transformar em fios 
Deforma sem se romper 
Elétrons livres 
Intensidade da ligação 
metálica 
Fonte: http://www.e-agps.info/angelus/cap4/empacotamento.htm19 
1) A fórmula do composto formado, quando átomos do elemento 
genérico M, que forma cátions trivalentes, ligam-se com átomos do 
elemento Y, pertencentes à família dos calcogênios, é: 
a) M3Y2 
b) M2Y3 
c) MY3 
d) M3Y 
e) M2Y 
2) Dos compostos abaixo, qual não realiza ligação iônica? 
a) NaCl 
b) MgCl2 
c) CaO 
d) HCl 
e) Na2O 
Exercícios 
20 
3) (FATEC-SP) A propriedade que pode ser atribuída à maioria dos 
compostos iônicos (isto é, aos compostos caracterizados 
predominantemente por ligações iônicas entre as partículas) é: 
 
a) dissolvidos em água, formam soluções ácidas. 
b) dissolvem-se bem em gasolina, diminuindo sua octanagem. 
c) fundidos (isto é, no estado líquido), conduzem corrente elétrica. 
d) possuem baixos pontos de fusão e ebulição. 
e) são moles, quebradiços e cristalinos. 
4) (Covest-2004) Um composto iônico é geralmente formado a partir de 
elementos que possuem: 
 
a) energias de ionização muito distintas entre si. 
b) elevadas energias de ionização. 
c) raios atômicos semelhantes. 
d) elevadas afinidades eletrônicas. 
e) massas atômicas elevadas. 
Exercícios 
21 
5) Sobre o composto formado pela combinação do elemento X (Z = 20) com 
o elemento Y (Z = 9), marque verdadeiro ou falso: 
( ) É um composto iônico. 
( ) Tem fórmula XY2 
( ) Possui cátion X2+ 
( ) O ânion presente foi originado pelo átomo de X. 
( ) Apresenta fórmula XY. 
6) Em relação ao composto MgO, analise as afirmativas: 
I. A ligação entre o magnésio e o oxigênio se dá por transferência de 
elétrons, sendo classificada como ligação iônica. 
II. Os átomos não alcançaram a configuração do gás nobre após a ligação. 
III. Após a ligação entre os átomos de magnésio e oxigênio, há formação de 
um cátion Mg2+ e um ânion O2– . 
Dados: Mg (Z = 12); O (Z = 8) Está(ao) correta(s) apenas: 
 
a) I. b) II. c) III. d) I e II. e) I e III. 
Exercícios 
22 
Compostos iônicos 
 Rede cristalina 
 Elevado ponto de fusão 
 Duros, mas quebradiços (clivagem) 
 Se dissociam em água (ou outro solvente polar) quando solúveis 
 Conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em solução 
 
Compostos metálicos 
 Mar de elétrons 
 Elétrons confinados ao metal por meio de atrações eletrostáticas aos 
cátions (elétrons livres) 
 Elevado ponto de fusão (exceto Hg) 
 Conduzem corrente elétrica 
 Brilho, maleabilidade, plasticidade, ductilidade 
 Alta densidade 
23 
Ligação covalente 
Não-metal 
normalmente 
5, 6 e 7 elétrons na camada de valência 
(5A, 6A e 7A) 
Receber elétrons 
Íons negativos: ânions 
Não-metal + 
Compartilhamento de elétrons 
Não-metal H + Não-metal ou 
 Cl2 CH4 NO2 O2 CO2 SO2 N2 H2O HCl C6H12O6 
 
C12H22O11 C2H6O CH2O diamante grafite H2SO4 
Exemplos: 
Regra do octeto 
Ligação 
 
 
 
 Estabilidade 
24 
Ligação covalente 
Ligação covalente 
Substâncias ou compostos covalentes 
Substâncias ou compostos moleculares 
Substâncias covalentes 
 Altas temperaturas de fusão e ebulição 
 
 Não formam moléculas 
 
 São insolúveis em água ou qualquer outro solvente 
 
 Em geral, não conduzem corrente elétrica (exceto grafite) 
Elétrons livres 
25 
Substâncias covalentes 
Ligação covalente 
Grafite 
Diamante 
Sílica 
Fonte: http://www.infopedia.pt/$grafite 
Fonte: http://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/alotropia-
oxigenio-e-ozonio-grafite-e-diamante-etc.htm 
Fonte: http://slideplayer.com.br/slide/380559/ Alótropos do Carbono 
Mesma composição, estrutura diferente. 
Propriedades da matéria 
Ausência de padrão de cristalização 
26 
Ligação covalente 
Substâncias moleculares 
 Baixas temperaturas de fusão e ebulição 
 Podem ser sólidos, líquidos ou gasosos 
 Solubilidade em água depende da polaridade 
 Normalmente não conduzem corrente elétrica 
Formadas por moléculas 
H2O 
H2O 
 O 
H H 
Fórmula de Lewis 
Fórmula estrutural 
Fórmula molecular 
H2 
HCl C12H22O11 
C6H6O 
N2 
Exemplos: 
 O 
H H 
*Ácidos conduzem corrente elétrica 
27 
Ligação covalente 
Substâncias moleculares 
Sólidos moleculares 
 São pouco duros. 
 São muito quebradiços. 
 Não se deformam, nem se laminam. 
 Apresentam pontos de fusão e de ebulição baixos. 
 São geralmente maus condutores de corrente elétrica. 
C12H22O11 
H2O(s) 
Fonte: http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/iodo/ 
I2(s) 
Fonte: http://cabelosderainha.com.br/cabelo-macio-e-brilhante-
com-hidratacao-de-acucar/ 
28 
Ligação covalente 
Mas como a ligação covalente pode acontecer se os elétrons se repelem 
assim como núcleos também se repelem ? 
H H 
Elétrons se repelem 
Núcleos se repelem 
H tende a receber um elétron 
H H 
Atração dos núcleos pelos elétrons 
Para que a molécula exista as forças atrativas devem ser maiores que as 
forças repulsivas 
“O par de elétrons compartilhado em qualquer ligação covalente atua como uma 
espécie de cola para unir os átomos.” 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. 
H H H H Densidade eletrônica 
Ligação direcional 
29 
Símbolos de Lewis 
Ligação covalente 
1A 
2A 
3A 
4A 
5A 
6A 
7A 
8A 
ns1 
ns2 
ns2 np1 
ns2 np2 
ns2 np3 
ns2 np4 
ns2 np5 
ns2 np6 
H Be B C F He O N 
1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A 
Desenhe os símbolos de Lewis para os elementos: 
P Se Cl Kr Na Ca Al Si 
? 
1A 
2A 3A 4A 5A 6A 7A 
8A 
Ligação simples 
30 
Ligação covalente 
NH3 H2O ? CH4 
H H H Cl Cl Cl 
Fórmula de 
Lewis 
Fórmula 
estrutural 
Fórmula 
molecular 
H H H Cl Cl Cl 
H H H Cl Cl Cl 
H2 HCl Cl2 
Pares ligados Pares isolados 
Octeto de elétrons ao 
redor do átomo 
31 
Ligação dupla 
Ligação covalente 
Fórmula de 
Lewis 
Fórmula 
estrutural 
Fórmula 
molecular 
O O 
O O 
O2 
O O C 
O C O 
CO2 
? CH2O 
O O O O C 
32 
Ligação tripla 
Ligação covalente 
? HCN C2H2 
Fórmula de 
Lewis 
Fórmula 
estrutural 
Fórmula 
molecular 
N 
N N 
N2 
N N N 
 
33 
Ligação coordenada 
Ligação covalente 
O átomo, que já completou seu octeto e que ainda 
possui pares de elétrons sem compartilhar na camada 
de valência, pode usar estes pares de elétrons na 
ligação com outros elementos que não tenham 
completado o octeto. 
 
Esses pares passam a pertencer a ambos os átomos. 
Não é doação 
 
 
É compartilhamento 
Ligação coordenada 
 S 
O O Dióxido de enxofre 
Fórmula molecular Fórmula estrutural Fórmula de Lewis 
 S 
O O 
 S 
O O 
SO2 S 
O O 
34 
Ligação coordenada 
Ligação covalente 
Por que o par de elétrons do oxigênio não faz ligação coordenada 
com outro oxigênio ? 
Trióxido de enxofre 
Fórmula molecular Fórmula estrutural Fórmula de Lewis 
 S 
O O 
 S 
O O 
SO3 
O 
O 
 S 
O O 
O 
 S 
O O 
O 
A ligação é mais estável quanto maior a diferença de 
eletronegatividade entre os átomos. 
35 
Deficiência em elétrons 
Ligação covalente 
Exemplos: Boro e Berílio 
5B (Boro)4Be (Berílio) 
Compostos em que um 
átomo possui menos de 
oito elétrons de valência 
BF3 
BeH2 
Exceções à regra do octeto 
Pode fazer ligações covalentes 
Berílio: pequeno raio atômico, elevada energia de ionização e baixa afinidade eletrônica 
36 
Expansão do octeto 
Ligação covalente 
Compostos em que um 
átomo possui mais de 
oito elétrons de valência 
 Maior classe de exceções 
 
 Acontece somente com elementos do 3º período em diante 
 
 
 
 Normalmente o átomo central está ligado a átomos pequenos como o 
flúor, o cloro ou o oxigênio. 
 
Presença de orbitais d 
PF5 NF5 NF3 
Não é conhecido! 
37 
Ligação covalente 
Exceções à regra do octeto 
Número ímpar de elétrons 
NO 
O completo 
emparelhamento é 
impossível 
N O 
Exemplos: 
(Óxido nítrico) 
NO 
5 + 6 = 11 elétrons 
N O 
 Estável com número ímpar de elétrons. 
N O 
38 
Ligação covalente 
Ligação Covalente Polar Ligação Covalente Apolar 
Átomos com diferentes 
eletronegatividades 
 
Átomos diferentes 
 
Ex: HBr 
Átomos com 
eletronegatividades iguais 
 
Átomos iguais 
 
Ex: H2 
Nuvem eletrônica 
polarizada 
Lado do átomo 
mais eletronegativo 
Quanto maior a diferença de eletronegatividade 
maior a polaridade da ligação 
Ex: CH4 
H 
 H 
 C 
H 
H 
Ex: HF 
Ex: CO2 
O = C = O 
 H Br 
 δ- δ+ H H 
Nuvem eletrônica 
não-polarizada 
Ex: O2, N2, Cl2 
Ex: alótropos carbono 
(diamante, grafite, fulereno) 
Polaridade da ligação 
e eletronegatividade 
39 
Fonte: http://slideplayer.com.br/slide/364654/ 
Ligação covalente 
Eletronegatividade 
40 
Átomos com diferentes eletronegatividades 
Ligação iônica 
Ligação covalente polar 
Ligação covalente 
Átomos com eletronegatividades iguais Ligação covalente apolar 
Eletronegatividade: estima se determinada ligação será iônica, 
covalente polar ou covalente apolar 
F2 HF LiF 
4,0 – 4,0 = 0 4,0 – 2,1 = 1,9 4,0 – 1,0 = 3,0 
Ligação covalente 
apolar 
Ligação covalente 
polar 
Ligação iônica 
Composto 
Diferença de 
eletronegatividade 
Tipo de ligação 
“Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos, mais 
polares serão suas ligações.” 
41 
Ligação covalente 
Momento de dipolo 
Eletronegatividades 
Cl = 3,0 H = 2,1 
“Sempre que duas cargas de mesma magnitude 
mas de sinais contrários são separadas por uma 
distância, estabelece-se um dipolo.” 
O momento de dipolo, denominado μ, é a 
medida quantitativa da magnitude de um 
dipolo. 
Composto Comprimento de 
ligação (Å) 
Diferença de 
eletronegatividade 
Momento de dipolo 
(D) 
HF 0,92 1,9 1,82 
HCl 1,27 0,9 1,08 
HBr 1,41 0,7 0,82 
HI 1,61 0,4 0,44 
Haletos de Hidrogênio 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. 
42 
Ligação covalente 
Polaridade das moléculas 
(momento de dipolo) 
Polaridade da ligação covalente 
 
Geometria da moléculas 
Polaridade da ligação 
Eletronegatividade 
Ligação covalente 
Polar Apolar 
Molécula 
Polar Apolar 
Eletronegatividade Polaridade da ligação covalente 
Geometria da moléculas 
7) O que é uma ligação covalente? 
Dê três exemplos de ligação covalente. 
Uma substância XY, formada a partir de dois elementos diferentes, entra em 
ebulição a -33ºC. É mais provável que XY seja uma substância com ligação 
covalente ou iônica? 
43 
Exercícios 
8) (UFPE-PE) As ligações químicas nas substâncias K(s), HCl(g), KCl (s) e Cl2(g) 
 
a) metálica, covalente polar, iônica, covalente apolar. 
b) iônica, covalente polar, metálica, covalente apolar. 
c) covalente apolar, covalente polar, metálica, covalente apolar. 
d) metálica, covalente apolar, iônica, covalente polar. 
e) covalente apolar, covalente polar, iônica, metálica. 
44 
9) (PUCCamp-1998) Considere os seguintes compostos do enxofre: 
I. SO3 - um dos poluentes responsáveis pela formação da "chuva ácida". 
II. Na2SO4 - utilizado na obtenção de papel sulfite. 
III. ZnS - componentes da blenda, minério de zinco. 
Em relação ao tipo de ligação química que essas substâncias apresentam, é correto 
afirmar que: 
A) são todas moleculares. 
B) são todas iônicas. 
C) I e II são moleculares e III é iônica. 
D) I é iônica e II e III são moleculares. 
E) I é molecular e II e III são iônicas. 
10) (UFMG-1998) Um material sólido tem as seguintes características: 
- não apresenta brilho metálico; 
- é solúvel em água; 
- não se funde quando aquecido a 500 ºC; 
- não conduz corrente elétrica no estado sólido; 
- conduz corrente elétrica em solução aquosa. 
Com base nos modelos de ligação química, pode-se concluir que, provavelmente, trata-se 
de um sólido 
A) iônico. 
B) covalente. 
C) molecular. 
D) metálico. 
45 
Interações Intermoleculares 
(forças intermoleculares ou ligações intermoleculares) 
Composto 
iônico 
Composto 
metálico 
Composto 
covalente 
Composto 
molecular 
Sólido Sólido Sólido Sólido 
Líquido 
Gasoso 
Ligação iônica Ligação metálica Ligação covalente 
Ligação covalente 
TF TF TF 
TF e TE 
relativamente baixas 
Exemplo: 
NaCl 
KNO3 
Exemplo: 
Fe(s) 
K(s) 
Exemplo: 
Diamante, C(s) 
Quartzo, SiO2(s) 
Exemplo: 
H2O, C12H22O11 
HF, H2SO4 
46 
Interações Intermoleculares 
Molécula: ligação covalente 
Propriedades químicas 
estão relacionadas com: 
 Forças das ligações covalentes 
 Eletronegatividade dos átomos 
envolvidos na ligação 
 Polaridade da molécula 
 Geometria da molécula 
 Tamanho 
 
 Interações intermoleculares 
 
Propriedades físicas 
estão relacionadas com: 
47 
Gases, líquidos e sólidos 
Fonte figura: http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?attachment_id=490 
Gás Líquido Sólido 
Desordem total. 
Partículas ficam muito 
separadas e têm liberdade 
total de movimento. 
A energia cinética média das 
partículas é maior que a 
atração entre elas. 
Pouco denso. 
Muito compressível. 
Desordem. 
Partículas próximas mas livres 
para se moverem umas em 
relação às outras. 
As forças atrativas 
intermoleculares são fortes o 
suficiente para manter as 
partículas juntas. 
Muito mais densos e menos 
compressíveis que os gases. 
Arranjo ordenado 
Partículas muito próximas e 
em posições basicamente 
fixas (rigidez). 
As forças atrativas 
intermoleculares são fortes o 
suficiente para manter as 
partículas no lugar. 
Muito denso, compressão 
desprezível. 
 Partículas: átomos, íons ou moléculas. 
 He NaCl H2 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. 
48 
Gás Líquido Sólido 
Resfriar ou 
comprimir 
Aquecer ou 
reduzir 
pressão 
Resfriar 
Aquecer 
Fonte figura: http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?attachment_id=490 
“O aumento da pressão de certa substância força as moléculas a se 
aproximarem, o que por sua vez aumenta a intensidade das forças 
intermoleculares de atração.” 
Gás à temperatura ambiente e 1 atm de pressão 
 
Gás propano liquefeito: líquido à temperatura ambiente 
porque é estocado sob pressões mais altas. 
Propano: C3H8 
Gases, líquidos e sólidos 
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Pressão e temperatura 
49 
Interações Intermoleculares 
Variam de substância para substância. 
São mais fracas que as ligações iônicas, covalentes 
e metálicas. 
Afetam as temperaturas de fusão e ebulição dasmoléculas. 
Intensidade das interações 
intermoleculares 
H2O(s) H2O(l) H2O(g) 
Fusão Ebulição 
Rompimento interações intermoleculares 
Molécula intacta 
Ligação covalente (forte) 
(Intramolecular) 
Atração intermolecular (fraca) 
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Força 
Intermolecular 
Ponto de ebulição 
Ponto de fusão 
50 
Interações Intermoleculares 
entre 
Tipos de interações intermoleculares 
Forças de van 
der Waals 
 Dipolo Instantâneo – Dipolo Induzido 
 Dipolo Permanente ou Dipolo-Dipolo 
 Ligações de Hidrogênio 
 Íon-Dipolo 
 Dipolo – Dipolo Induzido 
51 
Íon-Dipolo 
Interações Intermoleculares 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. 
Força entre um íon e a carga parcial em certo lado de uma molécula polar. 
Molécula polar 
É a força intermolecular mais forte. 
Conforme a carga do íon ou a magnitude do dipolo aumenta, a força íon-
dipolo também aumenta. 
52 
Dipolo-Dipolo 
Interações Intermoleculares 
(Dipolo Permanente) 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. 
Aproximação com 
orientação correta 
“Para moléculas de massas e 
tamanhos aproximadamente 
iguais, a força das atrações 
intermoleculares aumenta 
com o aumento da 
polaridade.” 
Moléculas polares: dipolo 
São geralmente mais fracas que as interações íon-dipolo. 
53 
Dipolo Instantâneo – Dipolo Induzido 
 (Forças de dispersão de London) 
Interações Intermoleculares 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. 
Moléculas apolares 
Fritz London: identificou que o movimento de 
elétrons em um átomo ou molécula pode criar 
um momento de dipolo instantâneo. 
Pode induzir um dipolo similar em um átomo adjacente Polarizabilidade 
Molécula apolar isolada 
(estado gasoso) 
Moléculas apolares com dipolos induzidos 
(estado sólido ou líquido) 
54 
Dipolo Instantâneo – Dipolo Induzido 
 (Forças de dispersão de London) 
Interações Intermoleculares 
Quanto maior a polarizabilidade de uma molécula mais facilmente sua nuvem 
eletrônica será distorcida para dar um dipolo momentâneo. 
Moléculas maiores maior número de elétrons maiores polarizabilidades 
Moléculas mais polarizáveis forças de dispersão mais fortes 
“As forças de dispersão tendem a aumentar em intensidade com o aumento da 
massa molecular.” 
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A atração entre as moléculas do n-pentano 
é maior em função da maior superfície de 
contato 
n-pentano 
154ºC neopentano 
139ºC 
55 
Dipolo Instantâneo – Dipolo Induzido 
 (Forças de dispersão de London) 
Interações Intermoleculares 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. 
A geometria (forma espacial) das moléculas 
também influenciam nas magnitudes das 
forças de dispersão. 
n-pentano 
neopentano 
 Mesma massa 
 Mesma fórmula molecular C5H12) 
 Pontos de ebulição diferentes. 
56 
Dipolo – Dipolo Induzido 
Interações Intermoleculares 
Podem induzir um dipolo em moléculas que não 
apresentem dipolo permanente 
 Polarizabilidade 
Moléculas polares 
São atraídas, embora fracamente. 
I2 pode ser polarizada mais facilmente que H2, por exemplo. 
Quanto maior a massa molar, maior a nuvem eletrônica e maior a polarizabilidade da molécula. 
57 
Interações Intermoleculares 
Fonte: http://slideplayer.com.br/slide/1609635/ 
Indica que as forças intermoleculares na molécula de água são fortes de maneira incomum. 
Assim como nas moléculas de HF e NH3. 
58 
Interações Intermoleculares 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. 
Ligações de Hidrogênio 
Dipolo-dipolo 
Tipo especial de atração intermolecular entre 
o átomo de hidrogênio em uma ligação polar 
e um par de elétrons não compartilhado em 
um íon ou átomo pequeno e eletronegativo 
que esteja próximo (geralmente F, O ou N em 
outra molécula). 
H – F 
H – O 
H – N 
E 
H X 
Átomo eletronegativo 
Ligação covalente 
Espécie eletronegativa 
Ligação de hidrogênio 
59 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. 
Ligações de Hidrogênio 
Interações Intermoleculares 
Por que a água aumenta seu volume quando congela? 
Por que o gelo flutua sobre a água líquida? 
Gelo: densidade aproximadamente 10% menor que H2O(l) 
Gaiola: espaços vazios 
60 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. 
Interações Intermoleculares 
61 
Forças de dispersão 
de London 
Dipolo-dipolo 
Ligação de 
hidrogênio Íon-dipolo 
Intensidade 
Solubilidade de substâncias moleculares 
Normalmente, “semelhante dissolve semelhante” 
H2O + NaCl 
H2O + Etanol 
Etanol + gasolina 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. 
As interações intermoleculares são de 
extrema importância no entendimento da 
solubilidade. 
62 
63 
11) Analise a tabela: 
 
 
 
 
 
 
 
São feitas as seguintes proposições: 
I. o ponto de ebulição do éter metílico é igual ao do etanol, pois possuem 
mesma massa molar; 
II. a força intermolecular do etanol é ligação de hidrogênio, possuindo o maior 
ponto de ebulição; 
III. a força intermolecular do propano é denominada van der Waals. 
Está correto o contido em: 
A) I, apenas. B) II, apenas. C) I e III, apenas. 
 
D) II e III, apenas. E) I, II e III. 
Exercícios 
64 
12) (UFRJ-RJ) A solubilidade dos compostos é um conhecimento muito importante em 
química. Sabe-se que, de uma forma geral, substâncias polares dissolvem 
substâncias polares e substâncias apolares dissolvem substâncias apolares. Em um 
laboratório, massas iguais de tetracloreto de carbono, água e etanol foram 
colocadas em três recipientes idênticos, conforme se vê na figura a seguir. 
 
a) Mostre, por meio de desenhos semelhantes 
ao apresentado, como fica a mistura de I e 
II, identificando cada substância, e como 
fica a mistura de II e III. 
 
b) A graxa lubrificante utilizada em automóveis é uma mistura de hidrocarbonetos 
pesados derivados de petróleo com aditivos diversos. Indique qual, dentre os três 
solventes apresentados, é o mais adequado para remover uma mancha de graxa 
em uma camisa. Justifique sua resposta. 
Exercícios 
65 
14) O gelo seco corresponde ao CO2 solidificado, cuja fórmula estrutural é O=C=O. O 
estado sólido é explicado por uma ÚNICA proposição CORRETA. Assinale-a. 
 
01. Forças de Van der Waals entre moléculas fortemente polares de CO2. 
02. Pontes de hidrogênio entre moléculas do CO2. 
04. Pontes de hidrogênio entre a água e o CO2. 
08. Forças de Van der Waals entre as moléculas apolares do CO2. 
16. Interações fortes entre os dipolos na molécula do CO2. 
13) (UFSC-SC) Considere a tabela a seguir e selecione a(s) proposição(ões) que 
relaciona(m) CORRETAMENTE a forma geométrica e a polaridade das substâncias 
citadas: 
 
(01) H2O: angular e polar. 
(02) CO2: linear e apolar. 
(04)CCl4: trigonal e polar. 
(08) NH3: piramidal e polar. 
(16) CCl4: tetraédrica e apolar. 
Soma das alternativas corretas ( ) 
Exercícios 
66 
a
b
c
d
e
15) 
Exercícios