ligações químicas

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LIGAÇÕES 
QUÍMICAS 
O que é uma molécula? 
O que é um íon? 
São dois ou mais átomos neutros ligados covalentemente podendo ser 
do mesmo elemento químico ou de diferentes espécies 
Espécie química eletricamente carregada 
Renata.almeidaxm 
 A ligação química é a junção de dois átomos 
 
 Ela só se formara se o arranjo resultante dos dois núcleos e seus elétrons 
sofrerem abaixamento de energia comparado aos átomos isolados 
 
 Esse abaixamento pode ser obtido através: do compartilhamento e 
transferência de elétrons e pela ligação metálica 
 
 As mudanças de energia ocorrem quando os elétrons de valência mudam 
de posição 
 
 
 
Conceito 
Renata.almeidaxm 
 Nem todos os átomos formam ligações moleculares 
 
 A atração mutua dos gases nobres é tão fraca que não resulta em uma 
molécula, pois suas energias já são suficientemente baixas e não 
conseguem sofrer maior reduçao 
 
 As ligações podem ser formados com átomos da mesma espécie ou com 
outros tipos de átomos 
 
 Algumas teorias de ligações químicas foram concebidas antes da 
descoberta do elétron. 
 
 
 Os átomos podem adquirir estabilidade eletrônica (configuração de gás 
nobre) através de três maneiras: perdendo, recebendo ou compartilhando 
elétrons 
 
 Os elementos podem ser classificados como: 
 
1. Elementos eletropositivos, cujos átomos perdem um ou mais elétrons 
com relativa facilidade 
2. Elementos eletronegativos, que tendem a receber elétrons 
3. Elementos com reduzida tendência de perder ou receber elétrons 
Tipos de ligações 
Dependendo do caráter eletropositivo ou eletronegativo 
dos átomos envolvidos formam-se três tipos de ligações: 
Elemento eletropositivo 
+ 
Elemento Eletropositivo 
Elemento eletropositivo 
+ 
Elemento Eletronegativo 
Elemento eletronegativo 
+ 
Elemento Eletronegativo 
Iônica 
Metálica 
Covalente 
Radicais 
 São átomos com valências livres bastante reativos e instáveis 
 
 Podem se apresentar como radicais monovalente e bivalente 
 
 Eles atuam como intermediários reativos em uma reação química 
 
 O radical univalente é capaz de formar apenas uma ligação, enquanto o 
bivalente podendo estar no mesmo átomo ou em átomos diferentes numa 
molécula 
 
 A maioria dos radicais apresentam valores impares de elétrons e os mais 
estáveis números pares 
 
 Contribuem para a formação e decomposição do ozônio 
 
 Apresentam elétrons com spins desemparelhados 
 
 Responsáveis pelo envelhecimento e pela degradação oxidação das 
comidas 
 
 São combatidos pelos antioxidantes que retardam o envelhecimento 
 
 Ocorrem naturalmente no corpo humano como um subproduto do 
metabolismo 
 
 Para kekulé valência era um número que representava o poder de 
combinação de um elementos e obedecia regras simples 
 
 Kekulé demonstrou que o C sempre se associava a quatro radicais 
Ex: CH4, CH3Cl, CHCl3, C(NO2)Cl3 e CH3CN 
 
 Ele por fim, concluiu que cada composto podia ser transformado em outro 
por meio de reagentes apropriados 
 
 Em 1858 o carbono passou a ser considerado como tetravalente e A. J. 
Couper passou a utilizar linhas ligando dois átomos para representar a 
valência 
 
 
Valência 
A ligação química ocorre através do emparelhamento de elétrons 
 É uma substância formada basicamente por moléculas e ocorre entre não 
metais através da ligação covalente 
 
 Moléculas possuem baixo P.F e P.E comparado aos compostos iônicos e 
suas interações interatômicas são mais fracas 
 
Substâncias moleculares 
 Não possuem íons 
 
 Por não apresentarem cargas livres são incapazes de produzir ou conduzir 
corrente elétrica 
 
 Podem ser encontrados na forma sólida, líquida e gasosa 
 
 Geralmente insolúveis em água, sua solubilidade pode ser influenciada 
pela polaridade da molécula 
 
Propriedades 
Renata.almeidaxm 
Sólido Gasoso Líquido 
 Um sólido iônico é um conjunto de íons empacotados em um arranjo 
regular 
 
 Não apresentam estrutura molecular e são encontrados no formato de 
retículos cristalinos e dentro dele, ânions atraem cátions e os cátions 
atraem os ânions. 
 
 A dissolução de um composto iônico gera uma solução eletrolítica capaz 
de conduzir corrente elétrica 
 
 O composto não dissolvido não conduz corrente elétrica 
 
 
Compostos iônicos 
 Incluem a maioria dos sais, óxidos, hidróxidos, sulfetos e boa parte dos compostos 
inorgânicos 
 
 Os sólidos iônicos são mantidos pela força eletrostática que une os íons ao retículo, 
a responsável pelos altos P.E e P.F do composto 
 
 Na estrutura cristalina um cátion repele os outros cátions, da mesma forma os 
ânions 
 
 São sólidos quebradiços, caso os íons entre em contato, eles se repelem e rompem 
a estrutura cristalina 
 
 
Renata.almeidaxm 
 Possuem carga elétrica 
 
 Apresentam altos pontos ebulição e fusão devido a maior atração 
eletrostática 
 
 São sólidos à temperatura ambiente 
 
 Dissolvem-se em água originando íons 
 
 Conduzem corrente elétrica no estado líquido (fundido) e quando estão 
dissolvidas em água (solvatados). 
 
Propriedades 
 
 
Ligação iônica 
 Um átomo pode completar seu octeto através do ganho ou perda de elétrons 
 
 Uma ligação iônica é a consequência da atração eletrostática entre íons de cargas 
opostas positivos e negativos 
 
 Ela se formara através da doação de elétrons entre os átomos que a compõem 
 
 O abaixamento de energia será possível se a atração entre os íons for maior que a 
energia de formação 
 
 A ligação iônica não é direcional, ou seja um íon liga-se a todos os seus vizinhos 
 
 
 
Formação da ligação 
 Tipicamente, somente elementos metálicos possuem energia de ionização 
suficientemente baixas para a formação de cátions monoatômicos com 
energia suficientemente favorável 
 
 A formação do sólido cristalino se dá em três etapas: 
1. Doação de elétrons 
2. Formação dos íons 
3. Agrupamento em formato de cristal 
 
 
Renata.almeidaxm 
 O Na possui valência +1 e está fortemente atraído pela CNE que não o 
deixa se desprender por isso deve se fornecer energia ao átomo 
 
Na(g) →Na
+
(g) + e
-
(g) 
 E.Ionização: 494 kJ/mol 
 
 O cloro possui uma alta afinidade eletrônica e é um aceptor de eletrons 
com tendência a formar ânions 
 
Cl (g) + e
-
(g) → Cl
-
 (g) 
Eletroafinidade: 349 kJ/mol 
NaCl 
 A energia resultante para está ligação será +145 KJ/mol, o que torna impossível a 
formação de uma ligação covalente pois houve um aumento de energia 
 
 A forte contribuição da atração eletrostática entre os íons no estado sólido 
possibilitam a redução de energia necessária para a formação da ligação iônica 
 
 Na+(g) + Cl
-
 (g)→ NaCl (s) 
 eletroafinidade: 787 kJ/mol 
 
A energia total final será -642kJ/mol que favorece a formação do composto pois apresenta 
energia mais baixa que os atomos isolados 
 
 
 O Na possui valência +1 e está fortemente atraído pela CNE que não o 
deixa se desprender por isso deve se fornecer energia ao átomo 
 
Na(g) →Na
+
(g) + e
-
(g) 
 E.Ionização: 494 kJ/mol 
 
 O cloro possui uma alta afinidade eletrônica e é um aceptor de eletrons 
com tendência a formar ânions 
 
Cl (g) + e
-
(g) → Cl
-
 (g) 
Eletroafinidade: 349 kJ/mol 
Interação 
Exercício 
1. Os sólidos iônicos NaCl e KCl têm o mesmo tipo de 
estrutura cristalina. Em qual dos dois sólidos os íons 
estão presos mais fortemente uns aos outros por 
interações de Coulomb?2. Os sólidos iônicos CaO e KCl cristalizam no mesmo tipo 
de estrutura. Em que composto as interações são mais 
fortes? 
 
 
3. E quanto ao KBr e ao KCl? 
NaCl 
CaO 
KCl 
 Durante a perca de elétrons eles devem ser tirados do ultimo subnível do 
átomo para que haja a formação do cátion 
 
 Em ânions deve-se acrescentar elétrons no subnível mais energético 
 
 
 
 
 
 
Configuração eletrônica de íons 
Renata.almeidaxm 
Exercício 
1. De a configuração eletrônica dos íons In+3 e In+ 
 
 
 
 
 
2. Escreva a configuração eletrônica dos íons Cu+3 e Cu+ 
 
 
 
 
 
3. Escreva a configuração eletrônica dos íons Mn+2 e Pb+4 
 
 
 
In+: [kr] 4d10 5s2 
In+3 : [kr] 4d10 
 
Cu+: [Ar] 3d10 
Cu+3 : [Ar] 3d8 
 
Mn+2: [Ar] 3d3 
Pb+4 : [Xe] 4f 14 5d 10 
 
 1916 Lewis propôs que a ligação covalente era o compartilhamento de um 
par de elétrons por dois átomos 
 
 Essa ligação é encontrada entre hidrogênio, ametais e semimetais. 
 
 A covalência tem como objetivo completar o octeto e adquirir a 
configuração de gás nobre para ambos os átomos 
 
 Os metais não formam L.C por serem muito eletropositivos 
 
Ligação covalente 
Renata.almeidaxm 
 As primeiras teorias eram limitadas 
pois a estrutura do atomo não era 
conhecida, porém Lewis propôs a 
teoria do octeto para explicar as L.Q 
 
 Após a descoberta do elétron Lewis 
supôs que o átomo estava arranjados 
em cubos 
 
 A nomenclatura “octeto” provém das 8 
vértices do cubo 
 
Estruturas de Lewis 
 Sequência para a valência na tabela periódica 1, 2, 3, 4, 3,2 ,1 e 0 
 
 Lewis propusera que a quantidade de elétrons era igual a de prótons 
 
 Os primeiros 2, 8, 10 e 18 elétrons são considerados como o ‘caroço’ ou 
camada fechada 
 
 H, He são exceções que se estabilização ao formarem um dublete com 
apenas a camada 1s completa 
Lewis também supusera que os elétrons giravam ao redor do núcleo em orbitas, 
assim os elétrons de sua teoria rodeiam o átomo 
 Cada elétron de valência é representado como um ponto 
 
 Um ponto representa um único elétron em um orbital e o par representa 
um orbital emparelhado de dois elétrons o partilhando 
 
 Para deduzir a formula iônica representa-se primeiro o cátion metálico e 
em seguida representa-se os ânions dos ametais 
 
Simbolos de Lewis 
 Os simbolos de Lewis não retratam a estrututra real das moleculas, indica 
apenas quais atomos se ligam e quais não 
 
 Um par de eletrons emparelado é chamado de ‘Ligação simples’ e dois 
será ‘dupla’ 
 
 O elemento central será o elemento de menor energia de ionização 
 
 Em ânions, adiciona-se um ponto para cada carga negativa 
 
 
Renata.almeidaxm 
1. Conte os elétrons de valência de cada átomo, caso seja um íon conte com 
o valor da carga. Após somar divida o número total de elétrons por 2 
 
2. Escreva os arranjos mais prováveis dos átomos 
 
3. Adicione os pares de elétrons em cada átomo ligado até completar o 
octeto. Se sobrar elétrons forme ligações duplas ou triplas. 
 
4. Substitua os pontos por uma linha ao final e confira a estabilidade de 
cada átomo, se há o octeto ou o dublete formado 
 
Como escrever a estrutura de 
Lewis em átomos poliatômicos 
Exercício 
1. Escreva a estrutura de Lewis para a molécula (NH 2) 2 CO 
 
2. Escreva a estrutura de Lewis para a hidrazina H 2 NNH 2 
 
3. Monte a estrutura de Lewis do O3 
 
4. Faça a estrutura do Etino C 2 H 2 
 
 
Renata.almeidaxm 
 C, N e F obedecem rigorosamente a regra do octeto, desde que existam 
elétrons disponíveis em número suficiente 
 
 A regra do octeto não é obedecida quando os átomos apresentam um 
nível eletrônico adicional com energia próxima a do nível P que poderá 
receber elétrons e formar ligações 
 
 Ou seja, qualquer composto com mais de 4 ligações covalentes 
desobedece a regra e são cada vez mais frequentes a partir do 3º período 
 
 
Exceções do octeto 
 A regra do octeto não é válida no caso moléculas com número impar de 
elétrons como o NO e o ClO 2 
 
 O octeto não explica o paramagnetismo do O2 com 2 elétrons 
desemparelhados 
 
 O Be, Al e B (Boro tem carga formal igual a 0) também são exceções 
 
 
Renata.almeidaxm 
 Elementos a partir do Ca, apresentam muito mais que 8 elétrons 
envolvidos em ligações 
 
 A expansão do octeto é comum para o P, S e demais elementos do 3º 
período, pois eles possuem orbitais d e f vazios 
Expansão do octeto 
Exercício 
1. Desenhe a estrutura de Lewis para o AlI3 
 
2. Para o PF5 
 
3. Desenhe também o SO4
 2-
 
 
 
 
 É um tipo de ligação covalente no qual invés de um elétron ser 
compartilhado o átomo cede um par inteiro de elétrons para fazer 
ligações 
 
 Apesar de ceder os elétrons eles não pertencem a unicamente um 
átomo, completa o octeto de ambos 
 
 A ligação covalente coordenada só pode ser realizada se o átomo a 
conceder o par de elétrons estiver estável 
Ligação coordenada 
Renata.almeidaxm 
 O par doado devera estar emparelhado e com spins contrários 
 
 
 É a movimentação de elétrons pi alterando as insaturações da estrutura 
 
 Ressonar não significa que os elétrons oscilem entre as suas estruturas 
canônicas 
 
 Linus Pauling explica a ressonância como possíveis estruturas que 
coexistem sob a forma de estruturas ressonantes que diferem apenas na 
posição da ligação dupla 
 
 
 
 
Ressonância 
 A fusão de todas as estruturas é chamada de hibrido de ressonância e 
deve ser sempre indicada em seta dupla 
 
 Os elétrons que ocupam posições diferentes nas estruturas de 
ressonância são chamados de elétrons deslocalizados 
 
 Deslocalizar significa que o par de elétrons compartilhado distribui-se 
por diversos pares de átomos e não pertence exclusivamente a um só 
 
 A ressonância existe pois ela provoca o abaixamento de energia 
estabilizando os compostos ao distribuir o caráter de dupla 
 
 Ela provoca o abaixamento máximo de energia quando as estruturas 
contribuem tem energias iguais como no caso do benzeno 
 
 A ressonância só ocorrera em estruturas com o mesmo arranjo de 
átomos 
 
 As moléculas de menor energia serão as que mais contribuirão no hibrido 
 
Exercício 
1. Escreva as estruturas de Lewis que contribuem para o 
íon nitrito, NO 2 
- 
 
 
 
 
 
 
2. Escreva as estruturas de Lewis que contribuem para o 
íon acetato, CH3CO 2 
-. 
 
 
 O hibrido de ressonância mais conhecido é o benzeno, um anel hexagonal 
com três insaturações 
 
 A ressonância torna idêntica todas os seis carbonos do benzeno e reduz a 
sua reatividade 
 
 
Estrutura de Kekulé 
1. O átomo de carbono é tetravalente e pode realizar 4 ligações covalentes 
 
2. As quatro valências são iguais entre si independente da localização do 
átomo de carbono 
 
3. Os átomos de carbono ligam-se entre si formando estruturas estáveis, 
denominadas cadeias carbônicas capazes de originando uma enorme 
variabilidade de estruturas 
 
Átomos de N, O, S e P também conseguem formar cadeias, assim como o 
carbono, mas não cadeias tão longas, estáveis e variadas como o carbono 
 
 
Postulados de Kekulé 
 Eletronegatividade: medida da força com que um átomo em uma 
molécula atrai elétrons em suas ligações covalentes 
 
 Maior a eletronegatividade , maior a atração do átomo por elétrons 
 
 Indica se a ligação é covalente ou iônica 
Eletronegatividade de Pauling 
 As cargas geradas nos átomossão chamadas de ‘cargas parciais’ 
 
 As molécula podem se caracterizar como polar e apolar 
 
 Uma ligação covalente em que a contribuição iônica resulta em cargas 
parciais é chamada de ligação polar 
EX: HCl 
 
Polarização 
Renata.almeidaxm 
 Comum em ligações covalentes com átomos de mesma 
eletronegatividade, não ocorre a formação de polos positivos ou 
negativos 
 
 Nela os elétrons estão divididos igualmente entre os átomos 
 
 Moléculas com vetores contrários se anulam e se tornam apolares 
 
Molécula apolar 
 Polaridade do Benzeno 
 
 O benzeno é apolar, porém apresenta uma significante diferença de 
eletronegatividade 
Por que água e óleo não se misturam? 
 Nele, a molécula forma um dipolo elétrico com cargas parciais 
 
 A molécula será polar quando constituída por átomos de diferentes 
eletronegatividade 
 
 O átomo mais eletronegativo puxa mais fortemente o elétron 
compartilhado para si 
 
 A ligação covalente polar possui caráter iônico 
 
 
Molécula polar 
 A medida da polaridade da molécula é a soma vetorial dos momentos 
dipolares das ligações 
 
 A medida da polaridade da molécula é a soma vetorial dos momentos 
dipolares das ligações 
Exercício 
 Prediga se as seguintes moléculas são polares ou 
apolares: 
 
a) N 2 
b) CO 2 
c) O 3 
d) SO 2 
e) N 2 O 
f) H 2 O 2 
g) NH 3 
h) CH 3Cl 
 
 
 
 
 
Renata.almeidaxm 
 Toda ligação iônica tem caráter covalente, quanto menor a diferença de 
eletronegatividade mais ela será covalente 
 
 Uma ligação será iônica quando a diferença de eletronegatividade for 
superior a 2 
 
 A ligação iônica adquiri caráter covalente quando o ânion distorce a 
nuvem eletrônica do cátion puxando-a para si pois o par de elétrons se 
desloca para a região entre os núcleos 
 
 
 
Caráter covalente 
Um átomo ou íon pequeno é extremamente polarizável e pode causar o 
dipolo induzido numa molécula apolar 
 
Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos 
participantes da ligação covalente, tanto maior o caráter iônico dessa ligação 
 
Átomos ou íons de grande raio atômico são pouco polarizáveis, pois o 
núcleo exerce pouco efeito sobre seus elétrons de valência 
 
A ligação Química dos compostos formados por cátions e ânions muito polarizados 
tem forte caráter iônico 
 
Exercício 
 
 
 Em que composto, MgBr 2 ou NaBr as ligações 
possuem maior caráter covalente? 
 
Qual o de maior caráter covalente CaS ou CaO? 
 
 Em qual dos seguintes compostos as ligações 
tem maior carater iônico? 
 
a) P 4O10 e PCl3 
b) CO 2 e NO 2 
Renata.almeidaxm 
 Sugeriram que a geometria aproximada das moléculas poderia ser 
prevista utilizando-se os pares eletrônicos de valência do átomo central 
 
 A camada externa contém um ou mais pares de elétrons, 
compartilhados ou isolados, que se repelem mutuamente 
 
 A repulsão entre os pares de elétrons será minimizada se eles 
estiverem o mais distante possível um dos outros 
 
 
 
 
Teoria de Sidgwick-Powell 
 Se houver dois pares de elétrons de valência do átomo central, os orbitais 
que o contém serão orientados a 180º um do outro em geometria linear 
Ex: CO 2, CS 2, C 2 H 2 
 
 Se houver três pares de elétrons no átomo central, estes se situarão a 120º 
um dos outros em geometria trigonal plana 
Ex: BF3, CoCl2, NO3 
- 
 
 No caso de quatro PE, a estrutura da molécula será de 109º 28’ e a 
molécula será tetraédrica 
Ex: CH4, CCl4, BF4
 - , ClO4
 - 
 
 
Postulados 
 No caso de cinco PE a estrutura será de uma bipirâmide trigonal 
Ex: PCl5, PF5, PBr3F2 
 
 Para seis PE, os ângulos serão de 90º e a estrutura e a estrutura será 
octaédrica 
Ex: SF6 e PF6 
 Também conhecida como VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion 
Theory) 
 
 Em 1957, Gillespie e Nyholm aprimoraram a teoria de Sidgwick e Powell 
possibilitando a previsão exata dos ângulos e geometria das moléculas 
 
 A VSEPR amplia a teoria de Lewis para explicar a estrutura das moléculas 
através de regras que explicam os ângulos das ligações 
 
 
 
Teoria da Repulsão dos Pares 
Eletrônicos de Valência - TREPV 
Renata.almeidaxm 
 A estrutura é determinada pela repulsão entre todos os elétrons presentes na 
camada de valência 
 
 Um par isolado não ligante (PNL) ocupa mais espaço ao redor do átomo central 
do que um par ligante (PL) e sua presença provoca distorções nos ângulos da 
molécula 
 
PNL > PNL com PL > PL com PL 
 
 A magnitude da repulsão depende da diferença de eletronegatividade entre o 
átomo central e os demais 
 
 Ordem de repulsão: lig. tripla > lig. Dupla > lig. simples 
 
Resumo: 
Linear Trigonal Planar Tetraédrico 
Bipiramide Trigonal Octaédrico 
Arranjo Geométrico: 
1. As regiões de alta concentrações de elétrons se repelem e, para reduzir 
essa repulsão, elas tendem a se afastar do núcleo mantendo a mesma 
distância do átomo central 
 
2. Não existe distinção entre ligação simples e múltipla , elas serão tratadas 
como uma só região de alta concentração de elétrons. As múltiplas 
repelem outras ligações ou pares isolados como um só 
 
3. Quando existir mais de um átomo central, as ligações de cada átomo serão 
tratadas independentemente. Cada um terá sua geometria personalizada 
 
Regras VSEPR 
1. Conte todos os elétrons de valência da molécula e divida por 2 para 
determinar o número de pares eletrônicos 
 
2. Eleja o elemento central, o de menor quantidade na molécula 
 
3. Distribua os pares ao redor formando a estrutura de Lewis respeitando o 
número máximo de 4 pares em cada átomo. H é exceção Max é 1 
 
Como determinar uma 
estrutura por VSEPR 
4. Para determinar a geometria conte o número de regiões de repulsão ao 
redor do átomo central 
 
Cada par isolado é uma região de repulsão 
PL = 1 ligação simples é uma região de repulsão 
PL = 1 ligação dupla é uma região de repulsão 
PL = 1 ligação tripla é uma região de repulsão 
 
5. Consulte a tabela para determinar o arranjo molecular e a geometria final 
Renata.almeidaxm 
Exercício 
1. Prediga a formação de uma molécula que não tem pares 
isolados no átomo central 
 
2. Prediga a geometria de uma molécula de etino 
(acetileno) C2H2 
 
3. Prediga a forma do formaldeído CH2O 
Renata.almeidaxm 
• Número de Coordenação Total (NCT): número de átomos ligados + número de 
pares não ligantes ao redor do átomo central 
 Ex.: H2O 
 NCT = PL(pares ligantes) + PNL(pares não ligantes) 
 NCT = 2 + 2 = 4 
•Os PNL são mais volumosos que os PL 
 
Número de Coordenação Total 
Átomo central com apenas PL 
NCT exemplo geometria ângulos 
 
 2 BeF2 linear 180° 
 
 3 BF3 trigonal plana 120 ° 
 
 4 CH4, NH4
+ tetraédrica 109,5 ° 
 
 5 PCl5 bipirâmide trigonal 120 °, 90 ° 
 
 6 SF6, SnCl6
2- octaédrica 90 ° 
Átomo central com PL e PNL 
NCT PNL exemplo geometria ângulos 
 
 
 3 1 GeCl2, SO2 angular < 180° 
 
 
 4 1 NH3 piramide trigonal 107,5° 
 
 
 
 4 2 H2O angular 105° 
NCT PNL exemplo geometria ângulos 
 
 
 6 1 IF5 pirâmide de base < 90°quadrada 
 
 
 
 6 2 XeF4 quadrado 90° 
 planar 
 Os pares isolados alteram o ângulo das ligações 
 
a) Tetraédro regular 
Efeitos dos pares isolados 
 
A molécula de água era suposta ser tetraédrica, porém não se efetiva 
 
 
Renata.almeidaxm 
b) Octaedro 
 
O BrF teoricamente possui estrutura octaedrica, mas sua geometria real é a 
de um quadrado planar 
 
 
 
A molécula do XeF era suposta ser octaédrica, porém não se efetiva devido ao 
fato de possuir dois PNL em posição trans e permanece com o ângulo de 90º 
e geometria quadrática 
 
 
c) Bipiramide trigonal 
 
Todas as moléculas com cinco pares de elétrons possuem geometria de BT 
onde os PNL ocupam posições euqatoriais 
ORBITAIS NO 
ÁTOMO 
CENTRAL 
 
GEOMETRIA 
 
Nº PL 
 
Nº PNL 
 
ÂNGULOS 
BeCL2 2 Linear 2 0 180º 
BF3 3 Trigonal Plana 3 0 120º 
CH4 
NH3 
NF3 
H2O 
F2O 
 
 
4 
 
 
Tetraédrica 
4 
3 
3 
2 
2 
0 
1 
1 
2 
2 
109º28’ 
107º’48 
102º30’ 
104º27’ 
102º 
PCl5 
SF4 
ClF3 
I3- 
 
 
5 
 
Bipirâmide 
Trigonal 
5 
4 
3 
2 
0 
1 
2 
3 
120º e 90º 
86º33’ e 101º36’ 
87º40 
180º 
SF6 
BrF5 
XeF4 
 
6 
 
Octaedrica 
0 
1 
2 
0 
1 
2 
90º 
84º30’ 
90º 
Efeito da eletronegatividade 
NH3 e NF3 possuem estruturas baseadas no tetraedro, com um dos vertices 
preenchido por um PNL 
 
A elevada eletronegatividade do F afasta o PNL para longe do N reduzindo a 
repulsão e o ângulo da estrutura 
 
A água e o F2O também apresentam mudança na distorção angular provocada 
pela eletronegatividade da molécula 
Principio isoeletrônico 
Espécies isoeletrônicas geralmente possuem a mesma estrutura o mesmo 
princípio também se estende a espécies com mesmo nº de elétrons de 
valência 
 
a) Tetraédrico: 
BF4
-, CH4 e NH4
+ 
 
b) Trigonal plano 
CO3
2-, N03
- E SO3
- 
 
c) Linear 
CO2, N3
- E NO2
+ 
 
Exercício 
1. Prediga a geometria e a polaridade das seguintes 
moléculas: 
 
a) HNO3 
b) CHCl3 
c) SF6 
d) SO3 
 
Renata.almeidaxm 
Forças intermoleculares 
 As forças entre as moléculas governam as propriedades físicas da matéria 
 
 Quando muito próximas, moléculas se repelem 
 
 As forças intermoleculares são as responsáveis pela existência das várias 
fases da matéria 
 
 Quando forças atrativas juntam moléculas, formam-se fases condensadas 
que podem ser sólidas ou líquidas 
 As ligações iônicas são as mais fortes dentre todas as forças interatômicas 
 
 Todas as interações iônicas e quase todas as interações intermoleculares 
podem ser atribuídas as interações coulômbicas entre duas cargas 
 
 
Uma única molécula de água não 
é umida nem apresenta as 
propriedades do conjunto 
Força íon-dipolo 
 A solvatação (hidratação) é o resultado da interação entre o íon e as cargas 
parciais da molécula da água em solução aquosa 
 
 
 
 
 
 
 A hidratação é uma característica de íons dissolvidos em solventes polares, 
como á água e amônia líquida 
 As moléculas polares tem de estar muito próximas do íon- quase em 
contato – para que a interação seja significativa 
 
 A interação íon-dipolo é fraca devido a formação de apenas cargas parciais 
 
 Um íon atraído pela carga parcial de um lado da molécula é repelido pela 
carga parcial oposta 
 
 Quando menor o cátion, mais hidratado será e melhor interagirá com as 
forças interatômicas 
 
 Ions grandes não hidratam com facilidade e geralmente são anidros 
Exercício 
 Quem está mais hidratado cloreto de bário ou o cloreto 
de potássio? 
 
 Por que apenas o lítio e o sódio formam sais hidratados 
e os demais metais alcalinos não? 
 
 
 
As interações íon-dipolo são fortes para íons 
pequenos com carga elevada e formam 
frequentemente sais hidratados 
Força dipolo-dipolo 
 As forças intermoleculares são conhecidas como forças de Van der Waals 
 
 As moléculas polares atraem umas as outras por interação entre as cargas 
parciais de seus dipolos elétricos 
 
 Quanto maior a polaridade da molécula, mais forte será a interação 
 
 Essa interação somente funciona a curta distância, quanto mais longe 
mais fraca será devido as moléculas não possuírem apenas cargas parciais 
 Interações entre moléculas em rotação são importantes apenas quando 
estão próximas. As moléculas de gases por apresentarem rotação livre e 
estarem bastante separadas, apresenta fracas interações, 
 
 Na fase líquida apesar da rotação, as interações são mais fortes devido a 
proximidade das moléculas 
Exercício 
 Que composto terá maior P.E p-dicloro- benzeno, m-
dicloro-benzeno ou o-dicloro-benzeno ? 
 
 
 
 
 
 
 Entre o cis-dicloro-eteno e o trans-dicloro-eteno, qual 
terá maior ponto de ebulição? 
 
 Que composto terá o maior P.E 1-1dicloro-eteno ou o 
trans-dicloro-eteno? 
 
 
Força de London 
 Fenômeno explicado por Fritz London, também conhecido como dipolo 
induzido e são mais fracas que as interações dípolo-dipolo 
 
 Ocorre geralmente em gases nobres e atua em moléculas apolares através 
da formação de um dipolo instantâneo (dipolo- dipolo induzido) 
 
 Nesse dipolo, a molécula distorce a nuvem de elétrons de uma molécula 
vizinha e da origem a um dipolo na segunda molécula e ambos se atraem 
 
 Dependem da polarizabilidade da molécula, do quanto ela consegue 
deformar a nuvem de elétrons da molécula vizinha 
 Assim como as outras, perde sua força com a distância e rotação 
 
 Moléculas volumosas e com muitos elétrons são mais polarizáveis 
 
 As interações aumentam no grupo da tabela periódica de cima para baixo 
e consequentemente variam o estado de gasoso até o sólido 
 
 
Resumindo 
 
 
 As forças de London são universais, ou seja, se aplicam a todas as 
moléculas independente de suas identidades químicas 
 
 Dipolo-Dipolo depende apenas da polaridade da ligação, quanto mais 
polarizável mais forte será a interação 
Renata.almeidaxm 
Exercício 
 Explique a tendência dos pontos de ebulição dos gases 
nobres que aumentam do hélio para o xenônio? 
 
Quanto mais elétrons, maior as forças de London 
 
 Sugira uma razão para que o trifluoro-metano, CHF3, 
possua ponto de ebulição maior que o do tetrafluoro-
metano 
 
 
Quanto mais 
polarizado, maior 
será o P.E e P.F 
Por que as lagartixas sobem 
 na parede? 
As lagartixas possuem terminações (Pêlos 
microscópicos) que seguram o animal em qualquer 
superfície que provocam um deslocamento de 
elétrons entre seus próprios átomos e os da 
superfície, criando uma poderosa força de atração 
intermolecular de dipolo induzido que mantém a 
lagartixa grudada na parede. O baixo peso delas 
permite que elas escalem a parede sem serem 
derrubadas pela gravidade 
 
O mesmo equivale para aranhas e moscas 
Ligações de Hidrogênio 
 É a mais forte interação intermolecular 
 
 Explica o comportamento anômalo da Amônia, água e fluoreto de hidrogênio 
e seus altos P.F e P.E 
 
 Esse tipo de ligação não corresponde a uma ligação covalente, são apenas 
atrações intermoleculares 
 
 O átomo de H fica entre dois outros fortemente eletronegativos que possuem 
pares isolados de elétrons (N, F e O) 
 
 É necessário haver ligações onde H está diretamente ligado ao elemento 
eletronegativo: O-H, F-H e N-HRenata.almeidaxm 
Efeito da Ligação de Hidrogênio 
Exercício 
 
 Quais das seguintes ligações intermoleculares podem 
ser atribuídas as ligações de H? 
 
a) CH3NH2 e CH3NH2 
b) CH3OCH3 e CH3OCH2OCH3 
c) HBr e HBr 
 
 Quais das seguintes ligações intermoleculares podem 
participar de lig. De H no estado puro? 
 
a) CH3 OH 
b) PH3 
c) HClO (Cl-O-H) 
 
 
Por que a clara do ovo fica 
branca? 
Porque a abulmina, proteína do ovo 
sofre desnaturação quando suas 
pontes de Hidrogênio são quebradas 
ao sofrer catalise por pirólise 
As lig. de H modelam o formato das proteínas 
Renata.almeidaxm 
Relembrando 
Orbitais atômicos 
 Todos os orbitais S são esféricos e estão mais próximos do núcleo atômico. 
Sendo o orbital de mais baixa energia, o 1s 
 
 Quanto maior for n, maior será o tamanho do orbital 
Orbitais P 
 A densidade eletrônica está concentrada em duas regiões em ambos os 
lados do núcleo, separados por um nó no núcleo 
 
 O formato desse orbital é conhecido como “haltere” e angulos de 90º 
 
Orbitais D 
 Os diferentes orbitais d, em determinado nível, têm diferentes formatos e 
orientações no espaço 
 
 Quatro das superfícies limites dos orbitais d têm formato de “trevo de 
quatro folhas” e cada uma se encontra principalmente em um plano 
 
Orbitais F 
 Quando n é maior ou igual a 4, existem sete orbitais f equivalentes 
Ligação sigma 
 Possui densidade eletrônica distribuída entre os núcleos, não 
apresentando ponto nodal no eixo intermolecular 
 
 Se forma através da interpenetração frontal de dois orbitais ss, pp ou sp 
 
 Todas as ligações covalentes simples, são ligações sigmas 
 
Ligação π 
 Ocorre apenas com orbitais p em paralelo através de uma sobreposição 
lateral e reduzem o comprimento da ligação 
Renata.almeidaxm 
Tripla 
 1 sigma e 2 π 
Simples 
 1 sigma 
Dupla 
 1 sigma e 1 π 
No geral: 
Exercício 
 Quantas ligações sigmas e pi existem nas moléculas 
abaixo: 
 
a) CO2 
b) CO 
c) HCN 
d) O 3 
e) NH3 
 
 
Renata.almeidaxm 
TLV 
 Teoria da ligação de valência, é um modelo quantomecânico de 
distribuição de elétrons. Serve para moléculas inorgânicas pequenas e é 
utilizado bastante na Química orgânica 
 
 Átomos com elétrons desemparelhados tendem a combinar-se com outros 
que possuem elétrons desemparelhados 
 
 Os elétrons se combinam em pares e a molécula se estabiliza 
 A TLV amplia as possibilidades de ligações através do desemparelhamento 
de elétrons de orbitais preenchidos através da sua excitação criando 
orbitais semi-preenchidos 
 
 Quando estes orbitais se interpenetram, originais orbitais hibridos com 
energia intermediária entre o s puro e o p puro 
 
 A TLV permite calcular o ângulo e o comprimento de uma ligação 
covalente 
 
 
Hibridização 
 A TLV não explica a ligação de moléculas poliatômicas e nem prediz o 
ângulo das ligações 
 
 Os elétrons são promovidos para orbitais de energia parecidas como o s e 
p ou p e d (Exemplificar: C e N) 
 
 Embora o orbital d seja muito volumoso, ele sofre contração tornando 
suas energia da do p para que possa hibridizar 
 
 
 
Hibridização 
 Orbitais híbridos um lóbulo é maior que o outro e pode interagir mais 
efetivamente com outros orbitais, formando ligações mais fortes que os 
orbitais atômicos originais 
 
 Combinação linear de orbitais 
 
 Os orbitais hibridizados possuem energia aproximadamente iguais 
 
[SLIDE 2] 
 
 
Contração dos orbitais D 
 Por que o PH 5 não existe, mas o PCl5 sim? 
 
 
Hibridização e Geometria 
Renata.almeidaxm 
Renata.almeidaxm 
Exercício 
 Descreva a estrutura do propeno, em termos de orbitais 
híbridos, ângulos de ligação e ligações sigmas e pi 
 
 
 
 Repita o mesmo com o propino 
Propriedade geral dos metais 
 Excelentes condutores de calor e eletricidade 
 Apresentam brilho metálico característico – São brilhantes, 
lustrosos e muito reflexivos 
 São maleáveis e dúcteis 
 Formam ligas com facilidade 
 Somente eles possuem alta condutividade térmica 
Renata.almeidaxm 
Condutividade 
 Todos os metais são excepcionais condutores de calor e eletricidade 
devido ao movimento de elétrons 
 
 A condutividade dos metais decresce com a temperatura 
 
 Para que haja condutividade elétrica é necessário haver elétrons de 
valência ou orbitais desocupados na camada de valência 
 
 Os metais apresentam um certo grau de paramagmetismo 
Comparação da condutividade metálica com outros tipos de ligações 
Brilho 
 Todos os metais possuem a cor prateada, exceto o ouro (dourado) e o 
cobre (vermelho) 
 
 Os metais refletem a luz incidente em qualquer ângulo diferente do iodo 
e enxofre que só refletem em pequenas magnitudes 
 
 São reflexivos porque os elétrons livres realizam saltos energéticos no 
comprimento de onda da luz visível que é absorvida e imediatamente 
reemitida 
 
 
 A cor diferente do Cu e Au se devem a uma mais absorção de certas cores em 
relação as outras. 
 
 Muitos metais quando expostos a luz emitem elétrons (efeito fotoelétrico), 
quando aquecidos e quando irradiados com radiação de pequeno 
comprimento de onda 
Maleabilidade 
 Os metais apresentam pouca resistência a deformação as sua estrutura 
 
 Eles são mantidos pela força de coesão, presente em sólidos e líquidos 
que os une através da força eletrostática entre suas partículas 
Ductilidade 
 Capacidade de deformação 
antes da ruptura quando sujeito 
a uma tensão 
 
 É também a tendência dos 
metais formarem fios e tiras 
Ponto de fusão 
 Os compostos iônicos estão dispostos num retículo cristalino de maneira 
regular presos pela atração eletrostática não direcional, ao fundi-lo é 
preciso romper o retículo sendo necessária uma alta energia 
 
 Os compostos moleculares são direcionais e mantidos por fortes ligações 
covalentes e por forças de Van der Waals fracas quando sólidas que são 
facilmente quebradas com uma pequena quantidade de energia 
 
 O diamante e a sílica são exceções, pois não são sólidos covalentes moles 
como os demais. Eles formam um retículo tridimensional com fortes 
ligações covalentes multidirecionais. 
 
 
Força de coesão 
 Também depende do número de elétrons, quanto mais elétrons D 
desemparelhados, maior a energia de coesão 
 
 Decresce de cima para baixo num grupo Li > Cs e aumentam com o 
período. Essa força é inversamente proporcional a distância nuclear 
 
 P.F e P.E acompanham a energia de coesão 
 
 São uma força maior que as de Van der Waals em moléculas no estado 
sólido 
 
 
 
Regras 
 
 
 
 
 Há duas regras sobre energia de coesão e estrutura dos metais (ou ligas): 
 
1. A energia de ligação num metal depende do número médio de elétrons 
desemparelhados disponíveis para formar as ligações em cada átomo 
 
2. A estrutura cristalina adotada depende do número de orbitais S e P 
existentes em cada átomo envolvido na ligação 
 
Renata.almeidaxm 
2ª Regra 
 
 
 
 
 Excetos os metais alcalinos, os metais precisam ser excitados para que 
haja o desemparelhamento 
 
 
 
 
 
 
 Os metais alcalinos , Be, Mg e Al adotam a estrutura cristalina esperada 
 
 Ca, Sr e Ba possuem estrutura cúbica compacta invés de hexagonal 
devido a promoção de elétrons para um nível D e não para um P 
 
 Os orbitais P também podem ser preenchidos para impedir o 
emparelhamento do D, para quehaja uma maior participação deles na 
ligação metálica 
Renata.almeidaxm 
Ligação metálica 
 Essa ligação se caracteriza pelo subnível D completo e um S incompleto 
onde os elétrons se deslocalizam formando o “mar de elétrons” 
 
 Os elétrons negativamente carregados mantém esses íons unidos. O 
número de cargas positivas e negativas é igual. Pois, os elétrons são 
originam os átomos neutros dos metais. 
 
 
 Os cátions ficam em posições fixas enquanto os elétrons se deslocam ao 
redor deles, mas como a metálica é não direcional, eles podem trocar de 
lugar, contudo, os elétrons os acompanham 
 
 A teoria do mar de elétrons explica as propriedades dos metais como o 
brilho e a condutividade elétrica 
 
 
 
 A força da ligação metálica depende do número de elétrons de valência 
 
 A ligação metálica não ocorre somente entre metais e ligas, mas também 
com outros compostos: 
 
A. Boretos, Carbetos, Nitretos e Hidretos intersticiais 
B. Alguns Haletos de metais de transição de baixo estado de oxidação 
C. Agregados atômicos “Cluster” dos 
metais de transição e do Boro com 
ligações covalentes deslocalizadas 
em vários átomos que equivalem 
a uma forma restrita de ligação 
metálica 
 
 Gálio e Hg22+ formam covalentes 
 
 
Estrutura dos sólidos 
 Os sólidos se formam quando em uma temperatura muito baixa o 
movimento das moléculas do liquido não conseguem superar as forças 
intermoleculares 
 
 Um sólido cristalino, é um sólido no qual os átomos, íons ou moleculas 
estão em um arranjo ordenado chamado de retículo 
Classificação dos sólidos 
 Os sólidos cristalino possuem ordem de longo alcance, se repetem em toda 
sua extensão e ela se desfaz quando fundido 
 Os sólidos amorfos apresenta seus íons, átomos e moleculas em formato 
desordenado, não possuem faces bem definidas como os cristalinos 
Renata.almeidaxm 
Sólidos cristalinos 
 Os sólidos cristalinos se classificam segundo as ligações que mantém seus 
átomos, íons ou moléculas em posição: 
 
A. Metálico: formado por cátions unidos por um mar de elétrons 
B. Iônico: constituído pela atração mútua entre cátions e ânions 
C. Molecular: conjunto de moléculas discretas mantidas por forças 
intermoleculares 
D. Reticular: formado por átomos ligados a seus vizinhos por covalências em 
todo o sólido 
Sólidos metálicos 
 São mantidos pelo mar de elétrons 
 
 A estrutura desse sólidos é explicada quando são representados no formato 
esférico em que os cátions sofrem empacotamento compacto. As esferas 
são empilhadas deixando o mínimo de espaço livre 
Células unitárias 
 São as menores unidades que mantém as características especificas do 
metal 
 
 Uma célula unitária pode representar um cristal inteiro 
 
Estrutura cristalina 
 Os metais são formados por íons positivos empacotados normalmente 
segundo um dos três arranjo 
 
A. Cúbico de empacotamento compacto (Cúbico de face centrada - CFC) 74% 
B. Hexagonal compacto (HC) 74% 
C. Cúbico de corpo centrado (CCP) 68% 
 
 Existem 14 tipos de estruturas cristalinas possíveis, mas a maioria delas se 
resume em apenas 3 para maximizar a coesão do reticulo cristalino 
 
Todas as estruturas cristalinas são derivadas dos 14 retículos de 
Bravais. Os átomos de uma celula unitária são contados 
determinando-se a fração de cada átomo que está dentro dela 
 
 São estruturas tridimensionais de arranjo regular e repetitivo de átomos no 
espaço 
 
 Mesmo com a estrutura de empacotamento compacto, as esferas rígidas 
mão preenchem todo o espaço no cristal, deixando “buracos” vazios. 
 
 O metal que adota uma estrutura compacta utilizará o empacotamento que 
tiver a menor energia. Geralmente átomos que possuem empacotamento 
compacto tem NCT igual a 12 
Renata.almeidaxm 
 Esses buracos “interstícios” podem ser preenchidos com outros átomos menores 
para formar ligas metálicas 
CFC 
 Cada átomo dos vértices do cubo é 
dividido com 8 células unitárias. 
 
 Já os átomos das faces pertencem 
somente a duas células unitárias. 
 
 Número de átomos por célula: 4 
 
 Exemplos: Al, Cu e Pb, Ag e Ni. 
 
 NCT 12 
CCC 
 Seu número de coordenação é igual a 8 ligantes 
 
 O Fe( α), Cr, W, V, Nb, Mo cristalizam em ccc 
 
 O átomo do centro pertence somente a sua célula unitária. Número de 
átomos por célula: 2 
 
HC 
 O sistema HC é o mais comum nos métais 
 
 NCT 12 
Renata.almeidaxm 
MÉXICO 
CHINA 
BRASIL 
Sólidos moleculares 
 São constituídos por moléculas que se encontram ligadas entre si através de 
ligações intermoleculares fracas 
 
 São menos duros que os sólidos iônicos e fundem-se em temperaturas 
baixas 
 
 Também podem ser duros e quebradiços. Ex: Acuçar 
 
 Os sólidos amorfos podem ser macios como a graxa de parafina, porque as 
forças intermoleculares são fracas permitindo 
 
 
 
Renata.almeidaxm 
 São quebradiços e possuem baixo P.F e P.E 
 
 São maus condutores de corrente elétrica 
 
 
 
Sólidos reticulares ou covalentes 
 Diferente dos moleculares, são mantidos por forças covalentes fortes que 
forma uma rede que se estende por todo o cristal 
 
 São normalmente duro e rígidos e possuem alto P.F e P.E devido as As 
Forças intermoleculares de: dipolo-dipolo, dispersão de London e ligações 
de H 
 
 Materiais cerâmicos como sílica e quartzo formam sólidos reticulares 
 
 
Renata.almeidaxm 
Ligas metálicas 
 São materiais metálicos que são misturas de um ou mais metais ou com 
elementos não metálicos de importante uso na construção, eletrônica e 
transporte. 
 
 As ligas conferem ao metal mais resistência a corrosão, aumentam o P.F e o 
P.E e adquirem mais dureza 
 
 
 Dividem-se em: 
 
A. Ligas homogêneas: Átomos de elementos diferentes se distribuem 
uniformemente: Bronze e latão 
B. Ligas heterogêneas: São misturas de fases cristalinas com composições 
diferentes: Amalgama de mercúrio 
C. Ligas intersticiais: O tamanho do soluto deve ser inferior a 60% do raio 
atômico do metal hospedeiro, eles preenchem os espaços vazios do 
reticulo: C e Bi 
D. Ligas substituicional: Nela, átomos de um metal são substituídos por outro 
metal com raio atômico parecido de até 15% de diferença: Liga Cu – Ni 
 
Renata.almeidaxm 
TITANIC? 
Listas 
 Ligação iônica: 
http://www.quimicaparaovestibular.com.br/cariboost_files/Lista_20de_20exerc_C3_AD
cios_2013_20-_20_20Liga_C3_A7_C3_B5es_20i_C3_B4nicas.pdf 
 Ligações químicas: Geometria 
http://colegiohms.com.br/v2/wp-content/uploads/2014/08/liga%C3%A7%C3%B5es-
quimicas.pdf 
http://projetomedicina.com.br/site/attachments/article/516/quimica_ligacoes_quimica
s_exercicios.pdf 
**http://www.energiabarreiros.com.br/imagens/uploads/97632_lista_complementar.p
df 
http://sqbf.ufabc.edu.br/disciplinas/BC0102/exercicios2.pdf ** DO IT 
 Geometria 
http://quimica-exercicios.blogspot.com.br/2014/06/lista-de-exercicios-56-molecular-
e.html 
http://www.educacional.com.br/upload/dados/materialapoio/131460001/8693763/List
a_Polaridade_For%C3%A7asIntermoleculares.pdf 
http://projetomedicina.com.br/site/attachments/article/543/quimica_exercicios_forcas
_intermoleculares_gabarito.pdf 
DO IT http://tudodeconcursosevestibulares.blogspot.com.br/2013/04/interacoes-
intermoleculares-resumo-com.htmlListas 
 Ligação metálica 
http://www.agracadaquimica.com.br/quimica/arealegal/outros/134.pdf 
 
http://quimicaparaovestibular.com.br/cariboost_files/09_20Liga_C3_A7_C3_
A3o_20met_C3_A1lica_20e_20Polaridade_20de_20liga_C3_A7_C3_B5
es_20v.pdf