Ligações e teoria do octeto

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LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
2. LIGAÇÃO IÔNICA: CONCEITOS, CARACTERÍSTICAS
3. LIGAÇÃO COVALENTE: ESTRUTURAS, CONCEITOS,
CARACTERÍSTICAS
4. LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA
5. LIGAÇÃO METÁLICA
6. GEOMETRIA MOLECULAR E POLARIDADE DE MOLÉCULAS
1. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
7. TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS DA CAMADA
DE VALÊNCIA
8. TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA
9. ESTRUTURAS RESSONANTES
10. FORÇAS INTERMOLECULARES 
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
1. FUNDAMENTOS TEÓRICOS E SÍMBOLOS DE LEWIS
OCTETO 
ELECTRÔNICO
Lewis
LIGAÇÃO DE 
VALÊNCIA
Heitler-London
Compartilhamento de 
elétrons
Sobreposição de orbitais 
atômicos
GEOMETRIA
Repulsão de elétrons na 
camada de valência
Hibridação de orbitais 
atômicos
TEORIA
Equilíbrio:
Força de atração (A1 + A2)
força de repulsão (R1 + R2) 
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
1. FUNDAMENTOS TEÓRICOS E SÍMBOLOS DE LEWIS
1. Representações onde os ELÉTRONS DA CAMADA DE VALÊNCIA do átomo são 
descritos através de pontos ou cruzes;
Estrutura Lewis
BeH2
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
2. LIGAÇÃO IÔNICA: CONCEITOS, CARACTERÍSTICAS
Ocorre entre átomos que apresentam
�Baixo potencial de ionização – facilidade perder elétrons
�Alta afinidade eletrônica- facilidade em receber elétrons
Ocorre quando um ou mais elétrons são TRANSFERIDOS da CAMADA DE 
VALÊNCIA de um átomo para a camada de valência de outro átomo;
ATRAÇÃO
ELETROSTÁTICA1
15 16 17
18
14132
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
2. LIGAÇÃO IÔNICA: CONCEITOS, CARACTERÍSTICAS
CÁTION ÂNION
REPRESENTAÇÃO LEWIS:
Na0 + F ���� Na+ [ F ]-
00
00
00
0 00
00
00
00
ATRAÇÃO ELETROSTÁTICA
Outras representações:
�Fórmula unitária ou fórmula mínima : NaCl
�Fórmula iônica: Na+ Cl-
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
2. LIGAÇÃO IÔNICA: CONCEITOS, CARACTERÍSTICAS
REGRA DO OCTETO
1. O GANHO ou PERDA de elétrons por um átomo ocorre até que seja atingido o 
OCTETO;
2. A configuração na camada de valência ns2np6 é adquirida pelos átomos após efetuar a 
ligação � AUMENTO DA ESTABILIDADE DOS ÁTOMOS.
REGRA DO OCTETO
ÍONS COM CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DE 
GÁS NOBRE 
+ 1 + 2 + 3 - 3 - 2 - 1 
 
Li+ 
 
Mg2+ 
 
Al3+ 
 
N3- 
 
O2- 
 
F- 
Na+ Ca2+ P3- S2- Cl- 
K+ Ba2+ Se2- Br- 
 
AY+ e BX-
AXBY
Cátion Ânion
Molécula neutra
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
2. LIGAÇÃO IÔNICA: CONCEITOS, CARACTERÍSTICAS
Fluoreto de 
alumínio
AlF3
Fluoreto de cálcio
CaF2
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
2. LIGAÇÃO IÔNICA: CONCEITOS, CARACTERÍSTICAS
Íons mono e polinucleares
Íons polinucleares – originam a partir de dois ou mais
átomos e que por isso apresentam dois ou mais núcleos.
NH4+ - íon amônio
PO4-3 – íon fosfato
CO3-2 – íon carbonato
SO4-2 – íon sulfato
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
2. LIGAÇÃO IÔNICA: CONCEITOS, CARACTERÍSTICAS
CARACTERÍSTICAS
1. Altos pontos de fusão e ebulição;
2. Todos são sólidos a temperatura ambiente;
3. No estado sólido são maus condutores de eletricidade � Íons restritos na rede 
cristalina;
4. Conduzem eletricidade quando em solução aquosa ou fundidos;
Rede cristalina do 
NaCl
Cl-Na+
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
2. LIGAÇÃO IÔNICA: CONCEITOS, CARACTERÍSTICAS
Clivagem: a) cristal metálico b)cristal iônico
Substâncias duras, porém quebradiças.
Duros���� Interações fortes
Quebradiços���� Ao se tentar deslocar uma camada em relação a outra, íons de 
mesma carga ficam juntos e repelem-se fortemente, levando a ruptura do 
cristal.
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
2. LIGAÇÃO IÔNICA: CONCEITOS, CARACTERÍSTICAS
Alguns compostos iônicos e suas aplicações
COMPOSTO USOS 
CaCO3 (Carbonato de cálcio) • Giz 
NaF ( Fluoreto de sódio) • Cremes dentais 
 
NaCl (Cloreto de sódio) 
• Sal de cozinha 
• Produção de 
NaOH 
KCl (Cloreto de potássio) • Fertilizantes 
HgCl2 (Cloreto de mercúrio II) • Pesticida 
TiO2 (dióxido de titânio) • Pigmentos de 
tintas e esmaltes 
 
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
1. União por meio de pares de elétrons, proposta por G.N. Lewis em 1916, logo após o 
lançamento da teoria de Bohr;
2. A ligação ficaria representada por meio de dois pontos, que seriam os elétrons, 
colocados entre os símbolos dos elementos, ou por um traço, simbolizando a união;
3. LIGAÇÃO COVALENTE: ESTRUTURAS, CONCEITOS,
CARACTERÍSTICAS
COMPARTILHAMENTO 
DE UM OU MAIS PARES 
DE ELÉTRONS POR 
ÁTOMOS
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
1. Na concepção de Lewis, os dois elétrons da ligação são atraídos eletrostaticamente 
pelos dois núcleos atômicos, sendo compartilhados pelos mesmos. Associada a esse 
modelo de ligação está a teoria do octeto;
2. Segundo Lewis, os elétrons ficariam dispostos ao redor do núcleo de modo a 
minimizar a repulsão entre os mesmos. O número máximo de elétrons de valência 
seria oito, com exceção dos elementos do primeiro período (H, He).
3. LIGAÇÃO COVALENTE: ESTRUTURAS, CONCEITOS,
CARACTERÍSTICAS
Cl Cl
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
3. LIGAÇÃO COVALENTE: ESTRUTURAS, CONCEITOS,
CARACTERÍSTICAS
Ligação covalente simplesLigação covalente simples
1. É aquela que ocorre entre dois átomos através do compartilhamento de um par de 
elétrons;
Exemplos: NH3 H2O CH4
LIGAÇÃO SIGMA (δδδδ)
• Os orbitais atômicos interpenetram-se frontalmente;
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
3. LIGAÇÃO COVALENTE: ESTRUTURAS, CONCEITOS,
CARACTERÍSTICAS
Ligação covalente múltiplas
1. É aquela que ocorre entre dois átomos através do compartilhamento de dois ou 
três pares de elétrons.
Exemplos: N2 C2H2 C2H4 CO2
LIGAÇÃO PI ( ΠΠΠΠ )
• Os orbitais atômicos 
interpenetram-se lateralmente 
(paralelamente); Sigma
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
3. LIGAÇÃO COVALENTE: ESTRUTURAS, CONCEITOS,
CARACTERÍSTICAS
�Comprimento de ligação: é a distância entre os núcleos de dois átomos unidos por 
uma ligação química. 
�Energia de ligação: é a quantidade de energia necessária para quebrar a ligação e 
produzir fragmentos.
Ordem de ligação
Número de ligações covalentes que existem entre um par de átomos.
LIGAÇÃO ORDEM 
DE 
LIGAÇÃO 
COMPRIMENTO 
LIGAÇÃO 
(picometro) 
Energia 
ligação 
(Kj mol-1) 
C – C 1 154 370 
C = C 2 137 699 
C ≡≡≡≡ C 3 120 960 
C – O 1 143 350 
C = O 2 127 750 
 
Variação das propriedades 
da ligação com a ordem de 
ligação
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
3. LIGAÇÃO COVALENTE: ESTRUTURAS, CONCEITOS,
CARACTERÍSTICAS
COMPRIMENTO DE LIGAÇÃO x ENERGIA 
DE LIGAÇÃO
Comparação de ligações C-C e C-H em função da hibridização
Fonte: McMurry, Jonh. Organic Chemistry 5th Pag.24
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
3. LIGAÇÃO COVALENTE: ESTRUTURAS, CONCEITOS,
CARACTERÍSTICAS
Ligação covalente polar e apolar
Hδ+ – Clδ-
Ligação covalente polar - Quando numa ligação covalente dois átomos possuem 
diferentes valores de eletronegatividade, ocorre a formação de cargas parciais δ+ e δ-.
Ligação covalente apolar – Os átomos possuem valores de eletronegatividades iguais ou a 
soma dos momentos de dipolo da molécula é igual a zero.
O = C = O
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
4. LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA
1. Quando o par de elétrons de um átomo é compartilhado por dois átomos;
2. Não difere da ligação covalente comum � diferença somente na origem do par de 
elétrons da ligação;
ELEMENTOS C e Si N e P O e S F, Cl, Br 
e I 
Simbolo Lewis 
 
Estrutura 
 
 
Ligações 
covalentes 
comuns 
4 3 2 1 
Ligações 
covalentes 
coordenadas 
0 1 2 3 
 
C N O Cl
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
5. LIGAÇÃO METÁLICA
1. Ocorre entre íons positivos (cátions)e elétrons.
METAL METAL
Elemento de baixo potencial 
de ionização � tendência a 
perder elétrons
Elemento de baixo potencial 
de ionização � tendência a 
perder elétrons
Liberação de elétrons
Substância metálica
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
5. LIGAÇÃO METÁLICA
�Ligação metálica é caracterizada por forças elétricas
entre a “nuvem” de elétrons e os íons positivos. 
1. PONTO DE FUSÃO E EBULIÇÃO ELEVADOS 
Na: PF 97.8 oC Mg: PF 650 oC Al: PF 660 oC
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
5. LIGAÇÃO METÁLICA
2. Maleáveis – podem ser 
entortados e transformados 
em lâminas.
lâmina de ouro
3. Dúcteis – podem 
ser transformados em 
fios.
fio de cobre
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
6. GEOMETRIA MOLECULAR E POLARIDADE DE MOLÉCULAS
1. As moléculas podem apresentar diversas geometrias (formas) em função das ligações 
que efetuam;
2. A polaridade da molécula afeta as propriedades da mesma como ponto de fusão e 
ebulição, viscosidade e tensão superficial (líquidos).
LINEAR
TRIANGULAR
TETRAÉDRICA
109,50
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
OCTAÉDRICA
BIPIRAMIDAL 
TRIGONAL
6. GEOMETRIA MOLECULAR E POLARIDADE DE MOLÉCULAS
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
7. TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS DA 
CAMADA DE VALÊNCIA
1. Esta teoria prevê qual será a forma da molécula pela disposição dos elétrons da 
camada de valência;
2. Os pares de elétrons dispõem-se em torno do átomo central de modo que se 
minimize as repulsões elétricas entre eles;
1. Existem 4 pares de elétrons em torno do 
átomo de nitrogênio
2. A direção de máxima separação será 
conforme um tetraedro.
(Geometria eletrônica)
3. Como somente ocorre a ligação de 3 dos 4 
pares de elétrons a forma da molécula será 
piramidal
(Geometria molecular)
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
INCORRETO
CORRETO
CORRETOINCORRETO
7. TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS DA 
CAMADA DE VALÊNCIA
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
8. TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA
� Primeira teoria desenvolvida segundo os orbitais atômicos;
� Numa ligação covalente um orbital atômico de um átomo superpõe-se com um orbital 
atômico do outro;
� A fusão de dois orbitais atômicos é chamado superposição de orbitais:
� Quanto maior for a sobreposição mais forte será a ligação
� O mesmo número de orbitais híbridos se formam a partir dos orbitais atômicos
� Segundo esta teoria ligações 
H-H formam-se pela 
sobreposição de orbitais 1s:
�A distribuição eletrônica resultante é denominado orbital molecular σσσσ.
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
8. TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA
�orbital molecular pi são formados quando elétrons em orbitais p se sobrepõem lado-a-
lado.
GENERALIZAÇÕES:
�Toda ligação covalente simples é uma ligação σσσσ;
� A interpenetração de orbitais perpendiculares (p) conduz a ligações pi, ou seja, em uma 
ligação dupla uma ligação é σσσσ e a outra pi;
� O número de orbitais híbridos é sempre igual ao número de orbitais atômicos 
combinados;
�Na hibridização combina-se orbitais e não elétrons.
O carbono forma 4 
ligações covalentes
Como é possível se ele somente tem dois elétrons
desemparelhados?
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
8. TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA
HIBRIDAÇÃO sp3 DO CARBONO
Promoção
Orbitais híbridos sp3
Não hibridizado
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
8. TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA
HIBRIDAÇÃO sp2 DO CARBONO
sp2 2pz
Promoção
sp2
sp2sp2
A ligação pi 
somente ocorre 
com orbitais p não 
hibridizados
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
8. TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA
HIBRIDAÇÃO sp DO CARBONO
2sp 2p
2s
2px 2py 2pz 2s
2px 2py 2pz
Sobreposição pi
Sobreposição sigma
spsp
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
8. TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA
OUTRAS HIBRIDIZAÇÕES
sp3dsp3d2
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
8. TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA
GENERALIZAÇÕES
�O orbital s possui menos energia que o orbital p;
�As ligações, desta forma, serão mais fortes quanto maior for a 
contribuição do orbital s a ligação;
p < sp3 < sp2 <sp
� As formas geométricas que encontramos para as hibridações da figura obedecem a:
�Menor repulsão dos elétrons;
� Orbitais o mais afastado possível;
Desta forma, as configurações linear, tetraédrica, etc. atendem a estas condições.
DEMONSTRAÇÃO DAS
HIBRIDIZAÇÕES
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
9. ESTRUTURAS RESSONANTES
DESLOCALIZAÇÃO CONSTANTE E PERMANENTE DOS ELÉTRONS DAS 
LIGAÇÕES EM UMA MOLÉCULA
Ex:
2-
Híbrido de 
ressonância
Estruturas canônicas
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
Casos particulares ( não obedecem a regra do octeto)Casos particulares ( não obedecem a regra do octeto)
BCl3
SF6
BH3
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
Estados de agregação da matéria
• Estado sólido���� forças de atração e repulsão se equilibram a uma distância
fixa; “ordem perfeita”
• Estado líquido���� características intermediárias
sólido líquido gasoso
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
Estados de agregação da matéria
Características básicas dos três estados de agregação
• Sólido:
– Alto ordenamento molecular; forças elevadas de atração e repulsão, 
estado condensado; não fluido
• Líquido:
– Relativa desordem molecular; forças de atração e repulsão com 
magnitude intermediária; estado condensado; fluido
• Gasoso:
– Grande desordem molecular; forças débeis de atração e repulsão; 
repulsão presente quando há colisão; estado não condensado; fluido
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
10. FORÇAS INTERMOLECULARES
SOLUBILIZAÇÃO NaCl
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
10. FORÇAS INTERMOLECULARES
São forças de ligação entre 
as moléculas As forças intermoleculares 
determinam todas as 
propriedades
Físicas de uma substância
1. Forma e volume
2. Viscosidade
3. Tensão superficial
4. Ponto fusão
5. Ponto ebulição
6. Solubilidade
As forças que existem entre as moléculas - forças intermoleculares - não são tão fortes 
como as ligações iônicas ou covalentes, mas são muito importantes; sobretudo quando 
se deseja explicar as propriedades macroscópicas da substância. E são estas forças as 
responsáveis pela existência de 3 estados físicos. Sem elas, só existiriam gases. 
SOLUBILIZAÇÃO
NaCl
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
10. FORÇAS INTERMOLECULARES
CLASSIFICAÇÃO
COMPOSTOS IÔNICOS COMPOSTOS COVALENTES
FORMAÇÃO DE ÍONS
INTERAÇÕES ÍON-ÍON
POLARES APOLARES
DIPOLOS 
PERMANENTES
NÃO HÁ DIPOLOS 
PERMANENTES
INTERAÇÕES 
DIPOLO -DIPOLO
INTERAÇÕES 
DIPOLO INDUZIDO –DIPOLO 
INSTANTÂNEO
1. HCl
2. CH3COOH
1. Ne
2. CH4
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
10. FORÇAS INTERMOLECULARES
Ligações intermolecularesLigações intermoleculares
(ou forças de (ou forças de VanVan der der WaalsWaals ) ) 
�Forças relativamente fracas existentes entre moléculas
�O total de forças intermoleculares agindo entre duas moléculas é
a soma de todos os tipos de forças que uma exerce sobre a outra
Van Der Walls
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
10. FORÇAS INTERMOLECULARES
Forças de Forças de LondonLondon
�Forças muito fracas devido a sua natureza efêmera;
�Resultam da atração entre dois dipolos instantâneos;
�Os dipolos são devido às flutuações da localização dos elétron
na molécula;
�A medida que uma extremidade negativa de um dipolo instantâneo
começa a se formar, ele repele os elétrons da partícula vizinha.
Exemplos:
CH4 (P.E. –162 oC)
CCl4 (P.E. 77 oC)
CBr4 (sólido Tamb)
� Quanto maior o 
número de elétrons, 
maior a força de London
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
10. FORÇAS INTERMOLECULARES
Interação dipoloInteração dipolo--dipolodipolo
�Moléculas polares possuem cargas parciais permanentes;
�Ascargas parciais de uma molécula polar pode interagir coma carga
parcial de uma molécula vizinha, gerando interação DIPOLO-DIPOLO;
�Interações elétricas entre moléculas polares. 
•A força de atração é cerca de 1% da força de uma 
ligação covalente ou iônica.
•As forças de atração entre dipolos permanentes 
são tanto maiores quanto maior a polaridade das 
moléculas...
HCl (P.E. –85 oC)
HBr (P.E. –85 oC)
HI (P.E. –35 oC)
Interação
Dipolo-
dipolo
LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
10. FORÇAS INTERMOLECULARES
Pontes de hidrogênioPontes de hidrogênio
•Atração dipolo-dipolo particularmente forte quando o hidrogênio está 
ligado covalentemente a um elemento muito pequeno (F, O, N)
•A extremidade positiva deste dipolo pode se aproximar bastante da 
extremidade negativa de um dipolo vizinho;
•A força de atração resultante é grande (cerca de 5 a 10% da força de uma 
ligação covalente).
DNA
Gelo
10. FORÇAS INTERMOLECULARES
COMPARAÇÃO DAS 
FORÇAS 
INTERMOLECULARES
E INTERIÔNICAS
�“A força total experimentada por uma espécie é a soma de todas as 
forças nas quais esta pode participar” ( Princípios de Química – Peter 
Atkins)
� Qualquer que seja a molécula sempre existirá uma força de atração 
intermolecular
� Forças intermoleculares mais fortes resultam em pontos de ebulição 
mais altos;
� Os momentos dipolares ( interações dipolo-dipolo) aumentam com a 
diferença de eletronegatividade;
� A intensidade das forças de London aumenta com o número de 
elétrons
 Tipo de 
Interação 
Energia Típica, 
Kj.mol-1 
Espécies que interagem 
Íon-íon 250 Somente íons 
Íon-dipolo 15 Íons e moleculas polares 
Dipolo-dipolo 2 
 
0,3 
Moléculas polares estacionárias 
 
Moléculas polares rotando 
 London 2 Todos os tipos de moléculas 
Ligação de 
hidrogênio 
20 N,O,F � a ligação é um átomo H 
compartilhado 
 
GENERALIZAÇÕES
10. FORÇAS INTERMOLECULARES
TENSÃO SUPERFICIAL
10. FORÇAS INTERMOLECULARES
PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO
�As substâncias que contêm moléculas apolares somente atingem
os estados líquido e sólido em temperaturas muito baixas;
�As substâncias contendo moléculas polares, os estados líquido e 
sólido são atingidos em temperaturas maiores
Quanto mais forte forem as ligações intermoleculares, maiores
serão as temperaturas de ebulição e de fusão
Força das ligações intermoleculares
pontes de hidrogênio > dipolos permanentes > forças de London
10. FORÇAS INTERMOLECULARES
VISCOSIDADE
� É a medida de resistência ao fluxo.
� Quanto mais forte as atrações intermoleculares, mais viscoso é o líquido;
�Líquido tende a tornar-se mais viscoso na medida que aumenta o tamanho das 
moléculas, ou aumenta a quantidade de forças intermoleculares; 
�O líquido torna-se menos viscoso a medida que a temperatura aumenta. 
10. FORÇAS INTERMOLECULARES
POLÍMEROS
QUÍMICA NOVA NA ESCOLA - Polímeros e interações intermoleculares, N° 23, MAIO 2006 
Os polímeros também interagem entre si ou com outras substâncias?
Dos polímeros listados acima qual “absorveria” água e qual não “absorveria”?