Ligacoes Quimicas

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QMC5222 – Química Orgânica Teórica A
Ligações Químicas
Fábio Zazyki Galetto
galetto.f.z@ufsc.br
[Aula 01]
Definição antiga: “A química dos compostos derivados
dos seres vivos”
Definição atual: “A química dos compostos de carbono”
De inorgânico a orgânico: Friedrich Wöhler, 1828.
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O que é química orgânica?
heat
NH4
+
 OCN
-
 H2N C NH2
O
urea
D
ureiaCianato de 
amônio
DNA
Metano
Mais de 30 milhões de compostos!!
“C”
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Compostos orgânicos
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Ligações químicas
Porque os átomos se unem para formar novas 
substâncias?
Resp: Estabilidade!
A ligação entre átomos resulta em espécies mais 
estáveis que cada um dos átomos isoladamente.
Forças que unem os átomos formando 
moléculas, sólidos iônicos ou agrupamentos de 
átomos.
Regra do octeto
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ns2 np6
Camada de valência
 Configuração especialmente estável – gases
nobres (exceto Hélio);
 GNs pouca tendência a reagir;
Octeto
“Os átomos tendem a se combinar de modo a ter, cada um, oito
elétrons na sua camada de valência, ficando com a
mesma configuração eletrônica de um gás nobre.”
“As moléculas ou íons tendem a ser mais estáveis quando a
camada de elétrons externa de cada um dos seus átomos está
preenchida com oito elétrons.”
ou
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 Ligações iônicas;
 Ligações covalentes;
 Ligações metálicas;
Obs: É importante salientar que a maioria das ligações não é 100%
covalente ou 100% iônica; na verdade a maioria das ligações químicas
possui características intermediárias.
Porém, é mais fácil compreender estas ligações intermediárias
relacionando-as, inicialmente, com os tipos puros ou ideais de ligação.
A natureza das ligações químicas
Tipos:
As ligações químicas são, em sua essência, forças atrativas de
natureza eletrostática.
Ligações iônicas
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Resultado da atração eletrostática entre íons com cargas opostas.
Baixa Ei
Alta Ae
Atração
Eletrostática
As ligações iônicas são prontamente formadas entre um átomo com
baixa energia de ionização e outro com alta afinidade eletrônica.
M+ [X]-
Mas como explicar as ligações químicas entre átomos com 
tendências semelhantes a ganhar ou perder elétrons?
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H2; F2, I2??
A molécula de hidrogênio
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Comprimento
de ligação
 A força atrativa que mantém os dois átomos de H unidos
formando uma molécula de H2 é resultado da atração entre cada
núcleo e o elétron da camada de valência do outro átomo;
 A distância 74 pm é denominada distância ou comprimento de
ligação, e é a distância onde as forças atrativas e repulsivas
se igualam.
 Na distância de ligação, os dois elétrons são igualmente
compartilhados entre os dois átomos de hidrogênio, ou seja,
ambos os núcleos atraem igualmente ambos os elétrons. Esta
atração constitui a ligação covalente.
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Representação de ligações covalentes
Os elétrons da camada de valência são representados como pontos. Dois
pontos (Lewis) ou uma linha (Kekulé) entre dois átomos indicam uma ligação
covalente simples.
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O número de ligações formadas por um elemento neutro (sem carga formal)
depende do seu número de elétrons de valência:
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1) A quantos átomos de “H” o átomo de “P” deve se ligar para formar
a fosfina, PH??
2) Qual é a fórmula provável para cada uma das seguintes
substâncias?
a) CCl? b) CH?Cl2 c)CH3NH?
P (Z=15); C (Z=6); Cl (Z=17); N (Z=7)
Exercícios
Ligações covalentes múltiplas
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Dois átomos podem compartilhar mais de um par de elétrons
entre si para atingirem a estabilidade. Uma ligação com dois
pares compartilhados é denominada ligação dupla e com três
pares, ligação tripla.
O2 N2 C2H4
C2H2 OC(CH3)2 CH3CN
Ligações covalentes coordenadas (dativas)
Ligação covalente “normal”: cada átomo ligado contribui com um elétron
do par compartilhado.
Ligação covalente coordenada: ambos os elétrons do par compartilhado
são provenientes de apenas um dos átomos.
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As 4 ligações são idênticas
em todas as propriedades
medidas!
Uma ligação covalente pode ser formada (ou quebrada) através de dois
processos diferentes:
Carga formal
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É a carga que um átomo teria se as ligações fossem
perfeitamente covalentes. Ou seja: é a diferença entre o no
de e- de valência do átomo isolado e no de e- que ele “possui”
na molécula. Um átomo “possui” todos seus elétrons não-
ligantes e metade dos elétrons envolvidos nas ligações.
Carga formal = no e- valência do átomo - (no e- isolados + 
½ no e- de ligações)
Ex: carga formal do oxigênio na H2O = 6 – ( 4 + ½ 4) = 0
carga formal do oxigênio em H3O
+ = 6 – (2 + ½ 6) = +1
carga formal do oxigênio em OH- = 6 – (6 + ½ 2) = -1
Grupo Carga formal +1 Carga formal 0 Carga formal -1 
Carga formal
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Obs: a carga global da espécie é igual ao somatório das cargas
formais de todos os átomos!
Desenhe as estruturas de Lewis para as moléculas a seguir e
determine a carga formal para cada átomo:
a) NO3
- b) HCO3
-
c) CO2 d) CH3NH3
+
e) C2H5
+ f) CH3
-
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Exercícios
E quando os átomos envolvidos numa ligação apresentarem 
tendências diferentes (mas não extremas) de ganhar ou perder 
elétrons: a ligação será iônica ou covalente?
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H2O; HCl, 
NH3??
Propriedades Periódicas: Eletronegatividade
É a tendência relativa que um átomo tem de atrair para si o par de
elétrons numa ligação química.
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Eletronegatividade
Aumento da eletronegatividade
Obs: essa regra
não inclui o grupo
dos gases nobres!
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Escala de eletronegatividade de Pauling
Escala adimensional baseada em medidas de energias de ligação.
Eletronegatividade e tipo de ligação
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Ligação covalente apolar: ocorre entre átomos iguais ou, para fins
práticos, de eletronegatividades próximas. Os átomos atraem o par
eletrônico compartilhado com a mesma intensidade.
Ex.:
Ligação covalente polar: Ocorre entre átomos diferentes que
apresentem diferenças significativas de eletronegatividade. O
átomo de maior eletronegatividade atrai o par eletrônico
compartilhado com maior intensidade.
Ex:
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Eletronegatividade e tipo de ligação
d+d-
A intensidade do dipolo de uma ligação é dada pelo momento de
dipolo elétrico ().
|| = q.d (D, Debye)
Uma ligação covalente polar terá um dipolo associado, ou seja, um
dos átomos tem carga parcial positiva (d+) e o outro (mais
eletronegativo) uma carga parcial negativa (d-). Uma seta indica o
sentido da polarização da ligação.
Ligação covalente polar: momento de dipolo
Quanto mais polar uma ligação, maior seu 
momento de dipolo!
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Pode-se determinar o tipo de ligação através do cálculo da diferença
de eletronegatividade (DE):
Eletronegatividade e tipo de ligação
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No geral, a ligação será:
Predominante/ iônica, se a diferença de eletronegatividade é > 1,7
Predominante/ covalente, se a diferença de eletronegatividade é < 1,7
Ligação: 
Covalente Covalente Iônica
Apolar Polar
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Tenha sempre em mente: é incorreto pensarmos nas ligações
químicas como inteiramente iônicas ou covalentes, o que existe é uma
continuidade da ligação covalente a iônica.
a) NaF; b) KCl; d) MgCl2; e) F2; f) O2; g) N2; h) H2O;
Classifique as ligações existentes entre os átomos abaixo como
predominantemente covalentes ou iônicas. No caso de covalentes,
classifique-as como polares ou apolares.
Exercícios
Próxima aula
 Geometria molecular;
 Método RPECV: Repulsão dos Pares de Elétrons da
Camada de Valência;
 Modelo de hibridização dos orbitais atômicos;
 Forças intermoleculares: dipolos induzidos, permanentes
ligações de hidrogênio;
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