Ligação Iônica e Compostos Sólidos

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Universidade Federal do Ceará
Campus do Cariri
Curso de Agronomia
Disciplina: Química Geral e Analítica
Prof. Marcelo Santiago
LIGAÇÃO QUÍMICA
LIGAÇÃO IÔNICA
Na ligação iônica as forças eletrostáticas atraem os íons de 
cargas opostas. Esses íons formam-se pela transferência de elétrons dos 
átomos de um dos elementos para os átomos de outro elemento. 
2. A FORMAÇÃO DAS LIGAÇÕES IÔNICAS : podemos visualizar a 
formação de uma ligação iônica típica entre dois átomos hipotéticos, M 
(um metal) e X (um não-metal), da seguinte maneira : como M é um 
metal, sua energia de ionização é baixa, isto é, é necessária pouca 
energia para remover um elétron do átomo M. A perda de um elétron 
por um átomo isolado (gasoso) M leva à formação de um íon positivo ou 
cátion : 
M(g) M+ + e-
Por outro lado, como X é um átomo de um não-metal, o valor de sua 
afinidade eletrônica é negativo, portanto, possui uma grande tendência 
em ganhar um elétron e formar um ânion :
X(g) + e- X- (g)
Se estes processos são interligados, ou seja, se o elétron perdido por M 
é ganho por X, então, todo o processo pode ser representado por :
M(g) + X(g) M+ (g) + X-(g)
Agora, como o cátion e o ânion apresentam cargas opostas, eles se 
atraem eletrostaticamente, formando um par iônico :
M(g) + X(g) [M+ X-] (g)
1
Em suma, esta força eletrostática entre os íons do par é conhecida como 
ligação iônica.
3. AS ESTRUTURAS DE LEWIS DE COMPOSTOS IÔNICOS: a 
estrutura de Lewis de um composto iônico consiste 
na combinação entre as estruturas de Lewis dos íons 
individuais. Portanto, a estrutura de Lewis do NaCl é 
: ________________________ ou, separando com 
uma vírgula, ___________________. Note que isto 
não significa que no cloreto de sódio cada sódio Na+ 
é ligado a apenas um Cl-. A notação somplesmente 
mostra que a proporção no composto entre íons Na+ 
e Cl- é 1:1.
Exercício 1: Escreva a estrutura de Lewis para óxido 
de sódio, cloreto de cálcio, óxido de alumínio, nitreto 
de bário. 
4. A FORMAÇÃO DE UM COMPOSTO IÔNICO SÓLIDO : ligações 
iônicas são mais comumente encontradas em sólidos iônicos. Esses 
sólidos são formados por arranjos regulares de um grande números de 
cátions e ânions unidos entre si por ligações iônicas, formando uma rede 
cristalina, como a exibida ao lado para NaCl. Na rede, um cátion Mn+ é 
atraído por diversos ânions Xn-, que por sua vez são atraídos por 
diversos cátions, e assim por diante. Além disso, existem forças de 
repulsão significativas entre os cátions e os ânions que são vizinhos 
próximos na rede. Então, medida mais razoável do comportamento dos 
compostos iônicos considera a energia desprendida quando os íons em 
fase gasosa se combinam para formar a rede cristalina sólida.
Na+ (g) + Cl- (g) NaCl (s) Energia da rede = ∆Hr = -786 kJ/mol
A variação de entalpia nesta reação é chamada de energia reticular de 
um cristal ou energia da rede. Esta energia depende, em grande parte, 
da intensidade da atração entre os cátions e os ânions, que medimos na 
∆Hformação .A energia da rede (ou a entalpa de rede) de um sólido não 
pode ser medida diretamente. Entretanto, podemos obtê-la por outro 
caminha, um que combina dados termodinâmicos e o ciclo de Born-
Haber. 
RECORDANDO: uma questão básica é : por que qualquer processo 
ocorre? Apesar de mais para frente chegarmos a uma resposta mais 
completa, um fato óbvio é que todas as reações ocorrem quando os 
produtos formados são mais estáveis que os reagentes. Em outras 
palavras, quando um sistema sofre uma transformação, ele atinge um 
estado de maior estabilidade. Como reconhecemos este aumento de 
estabilidade? Pelo fato de ser, em geral, seguido por uma liberação de 
energia. Um processo é dito energeticamente favorável quando vem 
acompanhado por uma liberação de energia. Para um sistema mantido à 
pressão constante, um aumento de estabilidade é associado a um 
decréscimo de entalpia, ou ∆ H < 0 
Outro aspecto a ser recordado sobre termodinâmica é que vimos que se 
imaginarmos uma reação ocorrendo numa sequência de etapas, e que 
se a variação de entalpia de cada etapa for conhecida, então a variação 
de entalpia na reação pode ser calculada (Lei de Hess, Seção 6.6 do 
Kotz/ Volume I).
4.1. O CICLO DE BORN-HABER : o ciclo de Born-Haber é um caminho 
fechado de passos, um dos quais é a formação de uma rede sólida a 
partir de íons gasosos. O ciclo segue as variações de entalpia que 
ocorrem quando começamos com elementos puros, os atomizamos a 
átomos gasosos, os ionizamos então a íons gasosos, permitimos que os 
íons formem um sólido iônico e convertemos a sólido novamente a 
elementos puros. A única entalpia desconhecida é aquela do passo em 
que o sólido iônico se forma a partir dos íons gasosos. O ciclo de Born-
Haber permite-nos calcular esse valor, que é o negativo da entalpia de 
rede. 
Para calcular a entalpia de formação do fluoreto de lítio, dividimos 
o processo global numa sequência de etapas como as ilustradas abaixo, 
sabendo-se que :
Etapa 1 - entalpia de formação do Li(g) = +155,2 kJ/mol
Etapa 2 - Entalpia de formação do F (g) = +75,3 kJ/mol
Etapa 3 - Energia de ionização do Li(g) = + 520 kJ/mol
Etapa 4 - Afinidade ao elétron do F (g) = -349 kJ/mol
Etapa 5 - formação do LIF(s) = -1017 kJ/mol
Observe que as variações de entalpia para as Etapas 1, 2 e 3 são 
endotérmicas. É necessário injetar energia para vaporizar o lítio sólido e 
depois ionizar o vapor, assim como para separar os dois átomos de F 
de uma molécula de F2. Ao contrário, os valores de ∆H para as etapas 4 
e 5 são ambos negativos, pois há evolução de energia quando o átomo 
de F adquire um elétron e quando os íons Li+ e F- se reúnem para formar 
a rede cristalina sólida. 
Exercício 2 : Calcule a entalpia molar de formação, ∆H°f do cloreto de 
sódio e do iodeto de potássio (dados serão fornecidos pela 
professora).
Exercício 3 : Crie e use um ciclo de Born-Haber para calcular a entalpia 
de rede do cloreto de potássio dados serão fornecidos pela 
professora).
Exercício 4 : Considerando o seu conhecimento sobre ENERGIA 
RETICULAR, explique por que não existe o composto NaCl2. 
LIGAÇÃO COVALENTE
A RESSONÂNCIA
Algumas moléculas apresentam estruturas com propriedades diferenciadas. Por 
exemplo, o íon nitrato, NO3- pode ser representado por:
Todas estas estruturas são válidas e têm a mesma energia.
Entretanto, medidas do comprimento das ligações em íons nitrato mostram que 
nenhuma destas estruturas, sozinha, é correta.
Uma ligação dupla entre dois átomos é mais curta que uma ligação simples. Se 
uma das estruturas fosse correta, esperaríamos duas ligações mais longas e uma mais 
curta. 
Porém o experimento diz que o comprimento das três ligações do nitrato é 124 
pm.
Assim, elas são mais longas que uma ligação dupla (N=O) típica de 120 pm, 
porém mais curtas que uma ligação simples (N-O), de 140 pm.
Como as três ligações são idênticas, o melhor modelo para o íon nitrato é uma 
mistura de todas as três estruturas de Lewis. Esta mistura de estruturas, que é 
chamada de ressonância, é indicada por uma seta de duas pontas.
Os elétrons envolvidos em estruturas de ressonância são ditos delocalizados. 
Isto significa que o compartilhamento de um par de elétrons é distribuído sobre 
os diversos pares de átomos.
Outro exemplo, o ozônio, da atmosfera, O3, tem uma estrutura representada 
por:
° °
° °
° °
° °
° °
° °
°
°
°
°
° °
° °
° °
° °
° °
° °
=−↔−= OOOOOO
Teste:
Escreva as estruturas de ressonância para o íon acetato, CH3COO-.
Um Caso Especial: O Benzeno
O benzeno, C6H6,é outra molécula descrita como híbrido de ressonância. Ela 
consiste em um anel hexagonal de seis átomos de carbono, com um átomo de 
hidrogênio ligado a cada um. Uma das estruturas de Lewis que contribui para o híbrido 
de ressonância é a estrutura de Kekulé.
Uma única estrutura de Kekulé, entretanto, não explica todas as evidências que 
os químicos coletaram:
Reatividade: o benzeno não sofre reações típicas dos compostos com ligações 
duplas. Por exemplo, não descolore a água de bromo.
Comprimento de ligação: o benzeno deveria ter dois comprimentos de ligações 
diferentes: três ligações simples mais longas (154 pm) e três duplas mais curtas (134 
pm). Ao invés disto, todas as ligações são determinadas como tendo 139 pm.
Evidência estrutural: se as estruturas de Kekulé fossem corretas, deveria haver 
dois diclorobenzenos distintos, como abaixo:
Porém, somente um dos dois compostos é conhecido. Todas as seis posições no 
anel são idênticas.
Estas características do benzeno podem ser explicadas 
pela ressonância.
Há duas estruturas de Kekulé, com a mesma energia: elas 
diferem somente nas posições das ligações duplas.
Como resultado, os elétrons das ligações duplas estão 
espalhados por toda a molécula, dando, assim às ligações C-C 
um comprimento intermediário.
A ressonância torna todas as seis ligações 
C-C idênticas, assim podemos ver porque só existe uma 
espécie de diclorobenzeno.
A ressonância estabiliza a molécula pelo abaixamento da 
energia total. 
A ressonância é uma mistura de estruturas com o mesmo 
arranjo de átomos, mas com diferentes arranjos de elétrons. 
Isto espalha o caráter de ligação múltipla sobre uma molécula 
e também diminui a sua energia.
A CARGA FORMAL
Estruturas de Lewis diferentes geralmente não dão a mesma contribuição para 
a estrutura de ressonância. Para calcular qual a contribuição de cada estrutura, deve-
se atribuir uma carga formal a cada átomo. Quanto menor for a carga formal, maior 
será sua contribuição para o híbrido de ressonância.
Para atribuir a carga formal a um átomo, decidimos quantos elétrons ele 
possui:
Passo 1: Um átomo possui um elétron de cada par de ligação preso a ele.
Passo 2: Um átomo possui seus pares de elétrons isolados completamente.
Passo 3: Conte o número de elétrons atribuídos a um átomo dessa forma e 
subtraia o resultado do número de elétrons de valência no átomo livre.
Carga Formal = V – (L + ½ S)
Calculando a carga formal de uma estrutura
Calcule a carga formal do enxofre nos átomos nas três estruturas de 
ressonância do íon sulfato:
Estratégia: 
Estabeleça o número de elétrons de valência (V) que cada átomo livre possui, 
observando o seu grupo na Tabela Periódica. 
A seguir desenhe a estrutura de Lewis mostrando cada par como pontos (não 
linhas). 
Então desenhe uma curva fechada em torno de cada átomo, de forma a 
capturar todos os pares isolados de elétrons e mais um elétron de cada ligação. 
Conte os elétrons dentro de cada região e subtraia este número de V. 
Precisamos fazer um só cálculo para os átomos equivalentes, tais como os de 
oxigênio do primeiro diagrama, porque todos eles têm o mesmo arranjo de elétrons e, 
por isto, a mesma carga formal.
Solução:
Tanto O como S pertencem ao Grupo 16. Assim, cada um dos átomos neutros 
tem seis elétrons de valência e o íon tem dois elétrons adicionais.
Para calcular as cargas formais que estão mostradas acima, montamos a tabela
Teste: Calcule a carga formal para as duas estruturas de Lewis do íon fosfato, 
mostrado abaixo.
EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO
A regra do octeto explica a valência de elementos e as estruturas de muitos 
compostos. Carbono, nitrogênio e flúor obedecem à regra do octeto, desde que haja 
elétrons disponíveis o suficiente para isto.
Entretanto, átomos como fósforo, enxofre, cloro e outros não metais do período 
3 e maiores podem acomodar mais que oito elétrons em suas camadas de valência. 
OS RADICAIS E OS BIRRADICAIS
Os átomos em uma ligação vibram incessantemente. Se excitados pelo calor ou 
radiação eletromagnética, uma ligação C-C pode vibrar tão violentamente que é 
quebrada, como acontece quando o etano queima:
H2C  CH2 → H2CΧ + ΧCH2
O par de elétrons que formava a ligação carbono-carbono foi dividido em dois 
elétrons separados. Como o radical tem sete elétrons, não é possível que todos eles se 
emparelhem.
Radicais: 
química da atmosfera superior (ozônio),
degradação de comida e plásticos
danos à saúde (envelhecimento) que podem ser 
combatidos com os chamados anti-oxidantes.
Um birradical é uma molécula com dois elétrons desemparelhados, 
normalmente sobre dois átomos diferentes, como no exemplo abaixo:
ΧCH2-CH2-CH2-CH2-H2CΧ
Um outro exemplo importante é o átomo de oxigênio isolado. Sua configuração 
eletrônica é:
[He]2s22px22py12pz1
e seu símbolo de Lewis é: 
°°
° °
° °
O . O átomo de O tem dois elétrons desemparelhados e 
pode ser considerado um caso especial de birradical.
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
Os átomos de boro e de alumínio precisam de cinco elétrons para completar 
seus octetos. Entretanto, eles podem não adquirir este número de elétrons de átomos 
com os quais eles se ligam. Como resultado, os compostos que estes elementos 
formam têm características químicas especiais. Além disto, introduzem uma classe 
importante de reações que são chamadas “reações de ácidos e bases de Lewis”.
As estruturas não usuais de haletos do Grupo 13
Estrutura molecular do gás incolor trifluoreto de boro, BF3.
..
..
..
..
..::
::
B F
F
F
O átomo de boro tem seu octeto incompleto: sua camada de valência consiste 
de apenas seis elétrons.
O átomo pode completar o seu octeto compartilhando mais elétrons com o 
flúor:
B
F
F
..
..
..
..
..:
::
F
entretanto, o flúor tem energia de ionização tão alta que este arranjo é desfavorável. 
Evidências experimentais, tais como os comprimentos de ligação B-F 
relativamente curtos, sugerem que a verdadeira estrutura do BF3 é um híbrido de 
ressonância dos dois tipos de BF3, com as ligações simples tendo maior contribuição.
O boro pode completar o seu octeto se outro átomo ou íon com um par isolado 
de elétrons forma uma ligação doando ambos os elétrons.
Uma ligação na qual ambos os elétrons vêm de um dos átomos é chamada 
ligação covalente coordenada.
Por exemplo, o ânion tetrafluorborato, BF4-, a formação de uma ligação 
covalente coordenada dá ao átomo de boro um octeto.
B
F
F F
..
..
..
..
..:
::
:
F..::
-
Um outro exemplo ocorre quando o trifluoreto de boro reage com amônia:
BF3(g) + NH3(g) → NH3BF3(s)
Os complexos ácido-base de Lewis
O padrão de formação de ligações covalentes coordenadas, nas quais uma 
espécie fornece um par de elétrons e a outra o aceita, é comum. 
Assim, pode-se definir as espécies que fornecem o par de elétrons de bases de 
Lewis e as espécies que os aceitam de ácidos de Lewis.
Em outras palavras, um ácido de Lewis é um receptor de par de elétrons e uma 
base de Lewis é uma doadora de par de elétrons.
O produto da reação entre um ácido de Lewis e uma base de Lewis, BF4- no 
nosso exemplo, é chamado de um complexo. A forma das reações é:
Ácido + :Base → Complexo
A molécula BF3 é um ácido de Lewis, o íon F- é uma base de Lewis e o íon BF4- é o 
complexo ácido-base de Lewis. A ligação formada é uma ligação covalente coordenada.
Por que usamos os termos ácido e base neste contexto? Anteriormente 
discutimos estes termos em relação ao comportamento dos íons hidrogênio, H+ (um 
próton) e que em água, um ácido como tal como HCl doa seu próton a uma molécula 
vizinha. 
Podemos imaginaresta reação como tendo lugar em duas etapas hipotéticas: 
primeiro uma molécula de HCl libera o íon hidrogênio logo que se dissolva em água e, 
então, este íon hidrogênio imediatamente se liga a uma molécula de água:
O
H
H..:H+ + .. H
H
OH
+
Esta etapa da reação tem exatamente a mesma forma que a reação ácido-base 
de Lewis, com o H+ fazendo o papel de ácido de Lewis, o H2O de base de Lewis e o 
H3O+ o de complexo.
Um ácido de Lewis é um receptor de par de elétrons; uma base de Lewis é um 
doador de par de elétrons; eles reagem para formar um complexo ácido-base de Lewis 
pela formação de uma ligação covalente coordenada.
LIGAÇÕES IÔNICAS VS LIGAÇÕES COVALENTES
CORRIGINDO O MODELO COVALENTE: ELETRONEGATIVIDADE
Todas as ligações são híbridos de ressonância de estruturas puramente 
covalente e iônica. Por exemplo:
Cl Cl
..
..
..
.. ..
..
Cl ..
..
Cl Cl
..
..Cl
..
..
Neste caso, a estrutura iônica tem somente uma pequena contribuição para o 
híbrido de ressonância e consideramos a ligação como sendo puramente covalente.
Já no caso em que uma molécula é composta de diferentes elementos, tal como 
o HCl, a ressonância:
Cl
..
.. ..
..
Cl Cl
..
..H H H
a estrutura iônica de menor energia é H+ Cl-. Como o cloro tem afinidade eletrônica 
maior que o hidrogênio, a estrutura com uma carga negativa sobre o átomo de Cl tem 
contribuição maior do que a outra.
Como resultado, há uma pequena carga negativa residual no átomo de Cl e 
uma pequena carga residual positiva sobre o átomo de H. 
Estas cargas nos átomos são chamadas de cargas parciais. 
Mostramos as cargas parciais sobre os átomos escrevendo δ+H-Clδ-.
Uma ligação na qual contribuições iônicas para a ressonância resultam em 
cargas parciais é chamada de ligação covalente polar.
Os dois átomos em uma ligação covalente polar formam um dipolo elétrico, 
uma carga parcial positiva próxima a uma carga parcial negativa.
Um dipolo é representado por:
O tamanho de um dipolo elétrico, que é uma medida da magnitude das cargas 
parciais, é chamado de momento de dipolo elétrico, µ, em unidades denominadas 
debye (D).
O momento de dipolo associado a uma ligação Cl-H é cerca de 1,1 D.
A existência de cargas parciais pode ser vista como um sinal de que um par de 
elétrons está sujeito a um cabo de guerra entre dois átomos que o compartilham.
A ligação covalente torna-se polar se um átomo tem um poder de atração maior 
que o outro átomo. Em 1932 o químico norte americano Linus Pauling propôs uma 
medida quantitativa da distribuição dos elétrons numa ligação.
O poder de atração dos elétrons por um átomo quando este é parte de uma 
ligação é chamado de eletronegatividade, χ (qui).
Robert Mulliken estabeleceu uma medida de eletronegatividade que é uma 
média da energia de ionização e da afinidade eletrônica do elemento:
χ = ½(I+Ea)
Um átomo doa um elétron de forma relutante se a energia de ionização é alta. 
Se a afinidade eletrônica é alta, é energeticamente favorável que um elétron seja 
ligado a um átomo. 
Elementos com ambas as propriedades são relutantes em perder elétrons, 
tendem ganhá-los. São classificados de altamente eletronegativos.
Eletronegatividade é uma medida do poder de atração de um átomo sobre um 
par de elétrons em uma molécula. Uma ligação covalente polar é uma ligação entre 
dois átomos com cargas elétricas parciais provenientes de sua diferença de 
eletronegatividade. 
AS FORÇAS E OS COMPRIMENTOS
DAS LIGAÇÕES COVALENTES
AS FORÇAS DE LIGAÇÃO
A força de uma ligação química é medida pela sua energia de dissociação, D, a 
energia requerida para separar dois átomos ligados:
H–Cl(g) → H(g) + Cl(g)
Uma alta energia de dissociação indica uma ligação forte. A ligação mais forte 
conhecida entre átomos não metálicos é a tripla ligação do monóxido de carbono, para 
a qual a energia de dissociação é de 1.062 kJ mol-1.
Uma das ligações mais fracas é a entre dois átomos de iodo no iodo molecular, 
de apenas 1,39 kJ mol-1.
A VARIAÇÃO DA FORÇA DE LIGAÇÃO
As tabelas seguintes dão uma seleção de energias típicas de dissociação.
As forças de ligação ajudam a explicar as estabilidades relativas dentro de 
famílias de compostos. 
Por exemplo, a força média da ligação entre o hidrogênio e um elemento do 
Grupo 14 decresce para baixo no Grupo, do carbono (412 kJ mol-1) para o chumbo 
(205 kJ mol-1). 
Este enfraquecimento de ligações acompanha um decréscimo na estabilidade 
dos hidretos para baixo no Grupo. 
O metano (CH4) pode ser mantido indefinidamente no ar, à temperatura 
ambiente. O silano (SiH4) explode em chamas em contato com o ar. O estanano (SnH4) 
decompõe-se em estanho e hidrogênio e o plumbano (PbH4) nunca foi preparado.
OS COMPRIMENTOS DE LIGAÇÃO
O comprimento de ligação é a distância entre os centros de dois átomos ligados 
por uma ligação covalente. 
Os comprimentos de ligações ajudam a determinar o tamanho total e a forma 
de uma molécula.
A transmissão de informações hereditárias no DNA, por exemplo, depende dos 
comprimentos de ligações porque os dois ramos da hélice dupla devem encaixar como 
peças de um quebra-cabeças.
Ligações entre átomos pesados tendem a ser mais longas que aquelas entre 
átomos leves porque os átomos pesados têm raio maior que os leves.
As ligações múltiplas são mais curtas que as ligações simples entre os mesmos 
dois elementos. Para ligações entre o mesmo par de átomos, as ligações mais fortes 
são as mais curtas. Assim, uma ligação tripla C≡C é mais forte e mais curta que uma 
ligação dupla C=C. 
A FORMA DA MOLÉCULA
E SUA ESTRUTURA
Muitas moléculas simples têm a forma das figuras geométricas apresentadas 
abaixo:
Assim, o CH4 é tetraédrica, o SF6 é octaédrica e o PCl3 é uma bipirâmide 
trigonal.
Para descrever as formas das moléculas menos simétricas, são necessários os 
ângulos das ligações, que são os ângulos das linhas retas que ligam o centro dos 
átomos.
O ângulo de ligação na H2O, por exemplo, é o ângulo entre as duas ligações O-
H (104,5o). 
Os métodos para se calcular os ângulos de ligações podem ser totalmente 
experimentais, e então são denominados métodos semi-empíricos, ou então são 
previsões puramente teóricas, quando são denominados métodos ab-initio.
O MODELO VSEPR
Para explicar os ângulos das ligações e as formas das moléculas é necessário a 
adição de um item ao modelo de ligação de Lewis: regiões de alta concentrações 
eletrônicas se repelem. 
Em outras palavras, elétrons ligantes e pares isolados posicionam-se tão longe 
quanto possível um do outro, para minimizar a repulsão.
No modelo de repulsão por pares de elétrons da camada de valência, ou VSEPR 
(Valence-shell electron-pair repulsion) deve-se considerar o átomo central da 
molécula.
Todos os pares eletrônicos envolvidos em ligações, assim como os pares 
eletrônicos livres do átomo central estão posicionados na superfície de uma esfera 
hipotética que os recobre.
Esses elétrons ligantes e pares isolados são regiões com altas concentrações 
eletrônicas e se repelem. Para minimizar essas repulsões, essas regiões movem-se tão 
longe quanto possível na superfície da esfera. 
Uma vez que tenhamos identificado a localização mais distante dos pares de 
elétrons, identificamos a forma da molécula.
Por exemplo, o BeCl2 é uma molécula com somente dois átomos ligados ao 
átomo central. Sua estrutura de Lewis é:
Be ClCl
sem pares isolados de elétrons no átomo central. Para se posicionar tão longe quanto 
possível, os pares ligantes, assim como os átomos de Cl, encontram-se em lados 
opostos, tornando a molécula de BeCl2 linear, com um ângulo de ligação de 180o. 
A molécula do trifluoreto de boro, BF3, tem a estrutura deLewis:
..
..
..
..
..::
::
B F
F
F
existem três pares ligantes presos ao átomo central e não há a presença de pares 
isolados. De acordo com o modelo VSEPR os três pares ligantes encontram-se nos 
cantos de um triângulo eqüilátero. Esta estrutura é considerada trigonal planar e os 
três ângulos F-B-F são de 120o.
O metano, CH4, tem quatro pares de ligantes no átomo central, cada um 
conectando o átomo de hidrogênio ao de carbono. Pode-se esperar que os quatro 
átomos de hidrogênio se posicionem nos cantos de um tetraedro com o átomo de C no 
centro. Espera-se que a molécula seja tetraédrica com ângulos de ligação de 109,5o.
Existem cinco pares ligantes no átomo central da molécula de pentacloreto de 
fósforo, PCl5:
Os cinco pares estão afastados entre si em um arranjo bipirâmide trigonal. 
Neste arranjo, três átomos se encontram nos cantos de um triângulo eqüilátero e 
outros dois se encontram acima e abaixo do plano do triângulo. 
Essa estrutura possui dois diferentes ângulos de ligação. Ao redor do plano do 
triângulo, os ângulos são de 120o. Os átomos acima e abaixo apresentam ângulos de 
90o.
Uma molécula de hexafluoreto de enxofre, SF6, tem seis átomos ligados ao 
átomo central:
Os átomos de fluoreto ficarão mais afastados entre si quando quatro átomos se 
encontrarem em um quadrado localizado no equador e os dois remanescentes se 
encontrarem acima e abaixo do plano. A molécula pode ser classificada como 
octaédrica. Todos os ângulos de ligação são iguais a 90 ou a 180o.
Quando utilizamos o modelo VSEPR na previsão de formas de moléculas, não 
distinguimos entre ligações simples ou múltiplas.
Uma ligação múltipla é tratada como uma região simples de alta concentração 
eletrônica.
Os dois pares de elétrons em uma ligação dupla permanecem juntos e repelem 
outras ligações ou pares isolados, como se fossem uma unidade. 
Por exemplo, uma molécula de dióxido de carbono, 
C OO
tem estrutura similar à molécula de BeCl2, exceto pela presença das duplas ligações. 
Assim, os dois pares de elétrons das duas duplas ligações encontram-se em lados 
opostos do C e a molécula é linear.
Quando há mais de um átomo central, as ligações de cada átomo são 
consideradas independentemente. Por exemplo, para a molécula de eteno (etileno) 
CH2=CH2. Existem dois centros a serem considerados, os dois átomos de carbono.
O primeiro passo é escrever a estrutura de Lewis. Cada átomo de carbono 
possui três regiões de concentração eletrônica: duas ligações simples e uma dupla.
Assim, podemos prever que os ângulos HCH e HCC serão ambos iguais a 120o. 
Exercício: Prediga a forma da molécula de subóxido de carbono, C3O2, na qual os 
átomos se encontram na ordem OCCCO.
FORÇAS INTERMOLECULARES
são forças atrativas que resultam da interação ente moléculas, ou entre íons e moleculas, no 
estado líquido e no estado sólido. São essas ligações que mantêm as moléculas unidas num 
líquido ou num sólido.
• Toda substância molecular apresenta uma determinada temperatura na qual a agitação 
molecular é suficientemente intensa para vencer as forças atrativas intermoleculares. Nessa 
temperatura (ponto de ebulição), as moléculas separam-se umas das outras e a substância 
passa para o estado gasoso.
 Estado 
gasoso
Estado 
líquido
Estado 
sólido
Não ocorrência de 
forças 
intermoleculares
Forças 
Intermoleculares
Interação dipolo permanente / 
dipolo permanente
Interações 
Iônicas (íon-íon)
Interação dipolo induzido / 
dipolo induzido
Interação íon /
dipolo permanente
Interação dipolo 
permanente/
dipolo induzido
Ligação de 
hidrogênio ou ponte 
de hidrogênio
Interação dipolo permanente/dipolo permanente : as moléculas polares constituem 
dipolo permanentes. Quando as substâncias formadas por moléculas polares estão no estado 
sólido ou no estado líquido, orientam-se de tal forma que o pólo positivo de uma fica 
voltado para o pólo negativo da outra. Essas forças atrativas são do tipo dipolo 
permanete/dipolo permanente e são tanto mais intensas quanto maior for o momento 
dipolar da molécula.
Interação dipolo induzido/dipolo induzido : quando substâncias formadas por moléculas 
apolares estão no estado sólido e no estado líquido, essas moléculas estão muito próximas 
umas das outras, provocando o aparecimento de distorções nas nuvens eletrônicas das 
moléculas. Essas distorções provocam o surgimento de um dipolo instântaneo na molécula 
(apolar) que, por sua vez, provoca o aparecimento de um dipolo induzido, também 
instantâneo, na molécula vizinha. Surgem então as forças atrativas do tipo dipolo induzido-
diolo induzido. Essas forças são chamadas forças de dispersão de London. 
Observação : as distorções das nuvens eletrônicas são tanto mais pronunciadas quanto 
maior for o tamanho da molécula. Ora, como o tamanho da molécula aumenta com o 
número de átomos (e, portanto, com o número de elétrons da molécula), as forças de 
London também aumentam com o número de elétrons da molécula, a que é lógico, já que 
resultam de distorções das nuvens eletrônicas.
As forças atrativas intermoleculares podem ser comparadas através dos pontos de 
ebulição (PE) das substâncias. Quanto mais fortes forem essas força, mais difícil será 
rompê-las e mais alto será o PE. 
Fazer : montar um quadro comparando os pontos de ebulição dos halogênios. Considere 
que, como todas as moléculas são polares, nos halogênios temos forças atrativas 
intermoleculares somente do tipo dispersão de London.
Interação dipolo permanente/ dipolo induzido : uma molécula com um dipolo 
permanente pode induzir um dipolo em uma segunda molécula que esteja localizada 
próxima no espaço. A força desta interação irá depender do momento de dipolo da primeira 
molécula e da polarizabilidade da segunda molécula. A polarizabilidade de uma molécula é 
uma grandeza física que indica com que facilidade a densidade eletrônica da molécula pode 
ser polarizada, isto é, formando uma distribuição assimétrica de densidade eletrônica 
(cargas) e por consequinte ocorrendo a formação de dipolos instantâneos na molécula. 
Interações íon-íon : são interações eletrostáticas fortes que ocorrem entre cátions e ânions. 
As forças eletrostáticas conferem aos sólidos características como alto ponto de fusão e 
ebulição.
Interações íon/dipolo permanente : um dipolo permanente é constituído por cargas 
positiva e negativa separadas , por isso, um cátion positivo e um ânion negativo podem ser 
atraídos por uma dessas cargas e repelido pela outra. A interação íon dipolo é muito mais 
fraca que a interação íon-íon. Uma razão para tal fraqueza é que a molécula polar tem 
somente cargas parciais. Outra razão é que a atração do íon para a carga parcial em um lado 
da molécula é cancelada pela repulsão da carga oposta parcial no outro lado. 
A intensidade das atrações íon-dpolo dependem da : distância entre o íon e o dipolo 
(quanto mais próximos estiverem, maior a atração), da carga do íon (quanto maior a carga, 
maior a atração) e da grandeza do dipolo (quanto maior a grandeza do dipolo, mais forte a 
atração. 
Fazer : montar uma tabela com os tipos de interação, as energias típicas da interação e as 
espécies que interagem.
Ligação hidrogênio (pontes de hidrogênio) : é um tipo de ligação intermolecular 
resultante de uma atração dipolo permanente-dipolo permanente muito forte. A ligação de 
hidrogênio aparece entre : 
• moléculas de H-F; 
• moléculas com pelo menos uma ligação covalente O-H; 
• moléculas com pelo menos uma ligação N-H.
As pontes de hidrogênio aparecem então entre moléculas que têm pelo menos um 
átomo de H ligadoa um átomo de F, O ou N. Como esses são elementos de maior 
eletronegatividade, as ligações H-F, O-H e N-H são fortemente polarizadas. 
A ligação de hidrogênio forma-se devido a uma forte atração entre o H (δ +) de uma 
molécula com o F (δ-), O (δ-) ou N (δ -) da molécula vizinha.
	Universidade Federal do Ceará
	Curso de Agronomia