Química Geral

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

Química Geral 
PROFESSOR: DENER FRANCISCO DA SILVA 
Matéria e substância 
• Matéria: qualquer substância ou mistura de substâncias que se 
encontra no estado sólido, líquido ou gasoso ocupando um 
lugar no espaço. 
 
• Substância: forma simples e pura da matéria 
Transformações da 
matéria 
• Estados físicos: 
• Sólido; 
• Líquido; 
• Gasoso. 
 
• Os estados físicos ou estado de agregação, dependem da temperatura e 
pressão na qual se encontram. 
 
• Mudanças de estado físico: 
• Fusão; 
• Vaporização; 
• Liquefação / condensação; 
• Solidificação; 
• Sublimação. 
 
Transformações da 
matéria 
Propriedades da 
matéria 
• Propriedades físicas: 
• Ponto de fusão; 
• Ponto de ebulição; 
• Densidade; 
• Pressão de vapor; 
• Solubilidade. 
 
• Propriedades químicas: 
• Reatividade; 
• Capacidade que as substâncias tem de se 
transformar 
 Sabendo que a densidade do ferro é 7,87g/cm³. Qual será o 
volume de um cilindro de ferro com massa de 1,2Kg? 
Substâncias e 
misturas 
• Substância: 
• Simples; 
• Composta. 
 
• As substâncias podem ser: 
• Substância pura. 
• Mistura: 
• Homogênea (Solução); 
• Heterogênea. 
Separação de 
misturas 
• Filtração simples: 
Separação de 
misturas 
• Filtração a vácuo: 
Separação de 
misturas 
• Decantação: 
Separação de 
misturas 
• Centrifugação: 
Separação de 
misturas 
• Destilação simples e fracionada: 
Separação de 
misturas 
• Destilação simples e fracionada: 
Processo de destilação fracionada do petróleo 
Separação de 
misturas 
• Extração líquido-líquido: 
Separação de 
misturas 
• Flotação: 
Atomística 
• Primeiros modelos atômicos: Leucipo e Demócrito (século IV e V a.C) 
 
 
 
 
 
 
 
 
• O átomo (do grego a-tomos, o não divisível, não mais cortável) é para esses 
filósofos o elemento primordial da Natureza. 
• São indivisíveis, maciços, indestrutíveis, eternos e invisíveis, podendo ser 
concebidos somente pelo pensamento, nunca percebidos pelos sentidos. 
Atomística 
• Modelo atômico de Dalton: bola de bilhar: 
 
• John Dalton foi um químico, meteorologista e físico inglês, nasceu em 
Eaglesfield, Inglaterra, no dia 6 de setembro de 1766. 
• Descobriu a anomalia da visão das cores, pois sofrera com esse defeito, 
hoje chamado de daltonismo. 
 
 
 
 
 
 
 
• A teoria atômica de Dalton foi baseada em experimentos, mas nenhum 
desses experimentos conseguiu revelar o átomo claramente. Por isso, 
Dalton denominava o átomo como a menor parte da matéria. 
Atomística 
• Modelo atômico de Dalton: bola de bilhar: 
 
• A teoria de Dalton apresenta muito mais postulados do que comprovações. 
 
• Os átomos são maciços e apresentam forma esférica (semelhantes a uma 
bola de bilhar); 
• Os átomos são indivisíveis; 
• Os átomos são indestrutíveis; 
• Um elemento químico é um conjunto de átomos com as mesmas 
propriedades (tamanho e massa); 
• Os átomos de diferentes elementos químicos apresentam propriedades 
diferentes uns dos outros; 
• O peso relativo de dois átomos pode ser utilizado para diferenciá-los; 
• Uma substância química composta é formada pela mesma combinação de 
diferentes tipos de átomos; 
• Substâncias químicas diferentes são formadas pela combinação de átomos 
diferentes. 
 
 
Atomística 
• Modelo atômico de Dalton: bola de bilhar: 
 
 
 
Representação de diferentes 
átomos utilizada por Dalton 
Podemos fazer analogia do 
modelo atômico de Dalton com 
uma bola de bilhar 
A teoria atômica de Dalton foi fundamental para o desenvolvimento do 
conhecimento atômico, pois serviu de base para que outros cientistas 
conhecessem o átomo e suas características. 
Atomística 
• Modelo atômico de Thomson: pudim de passas: 
 
• Thomson, professor de Física Experimental da Universidade de Cambridge, 
é considerado o “pai do elétron” pelo fato de ter descoberto essa partícula 
subatômica em 1887. 
• Thomson propôs seu modelo atômico tendo como base descobertas 
relacionadas com a radioatividade e experimentos realizados com o tubo de 
raios catódicos construído pelos cientistas Geissler e Crookes. 
Ampola de crookes 
Atomística 
• Modelo atômico de Thomson: pudim de passas: 
 
 
• O experimento de J.J. Thomson sugeria que os elétrons situavam-se numa 
parte do átomo que apresentava carga positiva. 
 
• Desse modo, o átomo de Thomson teria o aspecto de ameixas em um 
pudim. Por esse motivo, o seu modelo, que surgiu por volta de 1898, ficou 
conhecido como o “modelo pudim de ameixa” ou “pudim com passas”. 
Atomística 
• Modelo atômico de Rutherford: planetário: 
 
• No ano de 1911, o cientista neozelandês Ernest Rutherford presentou à 
comunidade científica o seu modelo atômico. 
• O modelo de Rutherford, também chamado de modelo do sistema solar, foi 
o terceiro na história da Atomística e foi considerado o modelo que 
estimulou toda a evolução do conhecimento sobre o constituidor da matéria, 
o átomo. 
Atomística 
• Modelo atômico de Rutherford: planetário: 
 
• Em 1910, Rutherford estava estudando a trajetória de partículas e a 
interação entre a radiação alfa e os materiais. 
• Rutherford fez uma câmera metálica fechada e nela colocou um pequeno 
recipiente de chumbo com fragmentos de polônio. 
• Na frente desse recipiente que tinha uma abertura, ele posicionou uma 
lâmina de ouro bastante fina coberta por uma película de sulfeto de zinco. 
 
Atomística 
• Modelo atômico de Bohr: 
 
• O físico dinamarquês Niels Bohr propôs um modelo atômico para o átomo 
de hidrogênio que depois foi estendido para outros elementos. 
• Baseando-se em experimentos com o efeito fotoelétrico, na teoria quântica 
dos físicos alemães Planck e Einstein (1879-1955) e nos espectros 
atômicos, o físico dinamarquês Niels Bohr propôs um modelo atômico 
formado por um núcleo e uma parte periférica que o envolvesse. 
• No modelo atômico de Bohr o átomo também é constituído de um núcleo 
positivo e os elétrons giram em torno dele. A diferença é que no modelo 
atômico de Bohr os elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas circulares, 
não emitindo nem absorvendo energia. A essas órbitas, Bohr chamou 
camadas ou níveis de energia. 
Atomística 
• Modelo atômico de Bohr: 
 
• O movimento dos elétrons ao 
redor do núcleo é parecido ao de 
uma nuvem que envolve esse 
núcleo atômico. 
• Hoje sabemos que os elétrons 
giram ao redor do núcleo, mas 
não em órbita. Para ser 
considerada uma órbita, o 
movimento do elétron deveria ser 
sempre num mesmo plano, o que 
na prática não acontece. 
Atomística 
• Modelo atômico de Bohr: 
• Salto quântico: 
 
• No estado fundamental de um átomo, os elétrons se encontram no nível 
energético mais baixo possível. 
• Se os elétrons de um átomo recebem energia ou colidem com outros 
elétrons, eles saltam para níveis mais externos. Neste caso, dizemos que os 
elétrons entram em estado excitado. 
• Se os elétrons cedem energia, eles saltam para níveis mais internos e a 
energia liberada pelos elétrons sai em forma de quantum de luz ou fóton. 
Atomística 
 
• Modelo atômico de Bohr: 
 
• O comportamento dos elétrons é parecido com o da luz. Ora eles se 
comportam como onda, ora como partícula. 
 
• Durante o seu movimento normal ao redor do núcleo, o 
comportamento dos elétrons é de onda e quando recebem um fóton, 
eles se comportam como partícula. 
Atomística 
• Os átomos de elementos diferentes se distinguem entre si a partir da 
quantidade de prótons, nêutrons e elétrons; 
• Número atômico (Z): indica a quantidade de prótons
que existem no 
núcleo de um átomo; 
• Número de massa (A): É o resultado do somatório do numero de 
prótons e nêutrons que contem no átomo. 
 
• Átomos de uma mesmo elemento com massas diferentes: 
• Isótopos: átomos que apresentam o mesmo número de prótons, mas, 
diferentes quantidades de nêutrons; 
• Isótonos: átomos que apresentam a mesma quantidade de nêutrons, 
porém, diferente número de prótons; 
• Isobaros: átomos que possuem diferentes números atômicos, mas, 
apresentam o mesmo número de massa; 
• Isoeletrônicos: átomos ou íons, diferentes, que apresentam o mesmo 
número de elétrons. 
Distribuição 
eletrônica 
• No modelo atômico de Bohr a eletrosfera é constituída por sete níveis de 
energia (camadas) e cada uma delas suporta uma quantidade máxima de 
elétrons. 
 
 
 
Nível de 
energia 
Camada Número máximo de elétrons 
1° K 2 
2° L 8 
3° M 18 
4° N 32 
5° O 32 
6° P 18 
7° Q 2 ou 8 
Distribuição 
eletrônica 
• Dentro de cada nível de energia existem subníveis, os orbitais. Onde 
cada subnível também suporta uma quantidade limitada de elétrons. 
 
 
Subnível Número máximo de elétrons 
s 2 
p 6 
d 10 
f 14 
Distribuição 
eletrônica 
• A distribuição dos elétrons de um átomo, desenvolvida por Linus Pauling, 
é feita da seguinte forma: 
2e- K (1) 
8e- L (2) 
18e- M (3) 
32e- N (4) 
32e- O (5) 
18e- P (6) 
2e- Q (7) 
Distribuição 
eletrônica 
• Um átomo é eletricamente neutro; 
• Um átomo pode perder ou ganhar elétrons; 
• Átomo com deficiência em elétrons recebe o nome de cátion (carga 
positiva); 
• Átomo com excesso de elétrons recebe o nome de ânion (carga 
negativa). 
 
 
11Na – 1s
2 2s2 2p6 3s1 Na+ - 1s2 2s2 2p6 (Cátion (+)) 
 
17Cl – 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl- - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (Ânion (-)) 
Tabela periódica 
• A tabela é dividida basicamente em períodos (colunas horizontais) e 
grupos ou famílias (colunas verticais); 
 
• Os períodos indicam a quantidade de camadas eletrônicas. E dentro de 
um período o número atômico dos elementos está organizado de forma 
crescente; 
 
• Os grupos ou famílias organizam os elementos que apresentam 
propriedades físicas e químicas semelhantes. 
Tabela periódica 
• Família 1A (grupo 1): Metais alcalinos. 
• Família 2A (grupo 2): Metais alcalino-terrosos. 
• Família B (grupo 3 à 12): Metais de transição. 
• Família 3A (grupo 13): Família do boro. 
• Família 4A (grupo 14): Família do carbono. 
• Família 5A (grupo 15): Família do nitrogênio. 
• Família 6A (grupo 16): Calcogênios. 
• Família 7A (grupo 17): Halogênios. 
• Família 0 ou 8A (grupo 18): Gases nobres. 
Tabela periódica 
• Propriedades periódicas: Dizem respeito a variações 
crescentes ou decrescentes nas características dos elementos 
da tabela. 
 
• Raio atômico; 
• Raio iônico; 
• Energia de ionização; 
• Afinidade eletrônica; 
• Eletronegatividade; 
• Eletropositividade; 
• Reatividade. 
Tabela periódica 
• Raio atômico: 
 
• O raio atômico dos elementos é uma propriedade periódica que 
determina o raio de um átomo o qual varia dependendo da posição do 
elemento na Tabela Periódica. 
• Assim, eles podem aumentar e diminuir consoante o aumento do número 
atômico (Z) do elemento que corresponde ao número de prótons 
presentes no núcleo dos átomos. 
• Em resumo, o raio atômico corresponde à metade da distância entre os 
núcleos de dois átomos vizinhos, sendo expresso da seguinte maneira: 
Tabela periódica 
• Raio iônico: 
 
• Denomina-se de raio iônico o tamanho que um átomo passa a 
apresentar após a perda ou o ganho de um ou mais elétrons. 
Tabela periódica 
• Energia de ionização: 
 
• Energia de Ionização é uma propriedade periódica que indica qual a 
energia necessária para transferir o elétron de um átomo em estado 
fundamental. 
 
• Um átomo encontra-se no seu estado fundamental quando o seu número 
de prótons é igual ao seu número de elétrons. 
 
• A transferência de elétron(s) do átomo é chamada de ionização. Por 
isso, a energia necessária para que ela aconteça recebe o nome de 
energia de ionização, também conhecida como Potencial de Ionização. 
 
• O primeiro elétron retirado é aquele que se encontra mais distante do 
núcleo do átomo. A distância facilita a transferência porque, quanto mais 
distante do núcleo, que é positivo, menos energia será necessária para 
que o elétron seja retirado dele. 
Tabela periódica 
• Energia de ionização: 
 
• Energia de Ionização é uma propriedade periódica que indica qual a 
energia necessária para transferir o elétron de um átomo em estado 
fundamental. 
 
• Um átomo encontra-se no seu estado fundamental quando o seu número 
de prótons é igual ao seu número de elétrons. 
 
• A transferência de elétrons do átomo é chamada de ionização. Por isso, 
a energia necessária para que ela aconteça recebe o nome de energia 
de ionização, também conhecida como Potencial de Ionização. 
 
• O primeiro elétron retirado é aquele que se encontra mais distante do 
núcleo do átomo. A distância facilita a transferência porque, quanto mais 
distante do núcleo, que é positivo, menos energia será necessária para 
que o elétron seja retirado dele. 
Tabela periódica 
• Energia de ionização: 
 
Tabela periódica 
• Afinidade eletrônica: 
 
 
• Afinidade Eletrônica ou Eletroafinidade é uma propriedade periódica que 
indica a quantidade de energia liberada no momento em que um elétron é 
recebido por um átomo. 
• Esse átomo se encontra sozinho e no estado gasoso. 
• Quanto mais estável um átomo, mais energia ele libera. Ao mesmo tempo, 
quanto mais negativa essa afinidade for, mais elétrons são atraídos pelos 
átomos. 
Tabela periódica 
• Eletronegatividade e Eletropositividade: 
 
• Eletronegatividade é uma propriedade periódica que indica a tendência do 
átomo para atrair elétrons. 
• Ela acontece quando o átomo está numa ligação química covalente, ou seja, 
no compartilhamento de um ou mais pares de elétrons. 
• O flúor (F) é o elemento químico mais eletronegativo. Embora ele não seja o 
elemento que está mais posicionado do lado direito da tabela, ele é o 
primeiro logo a seguir aos gases nobres. 
Tabela periódica 
• Eletronegatividade e Eletropositividade: 
 
• Eletropositividade é a tendência que os átomos têm em ceder elétrons. 
• É também conhecida como caráter metálico pelo fato de os metais serem os 
elementos mais eletropositivos. 
• Na eletropositividade os elétrons são perdidos, o que faz com que a carga 
dos átomos fique positiva. 
• Na eletronegatividade, por sua vez, os elétrons são acrescidos aos átomos. 
Logo, sua carga fica negativa. 
Tabela periódica 
• Reatividade: 
 
• A reatividade de um elemento está relacionada com a perda ou ganha de 
elétrons. 
• Quanto maior a eletropositividade, maior a reatividade, isso no caso dos 
metais, como por exemplo, césio (Cs) e frâncio (Fr), considerados os mais 
reativos. 
• E no caso dos não-metais é a eletronegatividade que deve ser maior, como 
por exemplo, o flúor (F) que é o não metal maios reativo. 
Ligações químicas 
• As ligações químicas correspondem à união dos átomos para a formação 
das substâncias; 
• Regra do octeto: os átomos tendem a combinar-se de modo a ter, cada 
um, oito elétrons na sua camada de valência, ficando com a mesma 
configuração eletrônica de um gás nobre. 
• O tipo de ligação que os elementos fazem entre si, é determinante para 
definir as propriedades da nova substância formada. 
 
• Tipos de ligações químicas: 
• Ligação iônica; 
• Ligação covalente; 
• Ligação metálica. 
Ligações químicas 
• Ligação iônica:
• Ocorre entre elementos com uma grande diferença de eletronegatividade. Um 
metal e um ametal (Não metal); 
• A ligação ocorre a partir da doação e recebimento de elétrons entre os 
átomos; 
• Substâncias formadas a partir de ligações iônicas são ditas, compostos 
iônicos; 
• Apresentam altos pontos de fusão, são duros e quebradiços e no estado 
sólido não conduzem corrente elétrica. 
 
• Ex: NaCl (cloreto de sódio – sal de cozinha) 
Ligações químicas 
• Ligação iônica: 
 
• Os compostos iônicos formam uma estrutura chamada de reticulo 
cristalino, uma unidade básica que se repete formando a estrutura 
de um sólido. 
 
 
 
Ligações químicas 
• Ligação covalente: 
• Ocorre entre elementos que não possuem uma grande diferença de 
eletronegatividade (Hidrogênio e ametais); 
• Ocorre o compartilhamento do elétrons entre os elementos que constituem a 
nova substância; 
• Apresentam, em geral, baixa condutividade elétrica e baixos pontos de ebulição 
quando comparados com substâncias iônicas; 
• Podemos representar as ligações, tanto iônicas com moleculares, a partir dos 
símbolos de Lewis. Nela representamos os elétrons de valência como um ponto 
em torno do símbolo do elemento. 
Ligações químicas 
• Ligação covalente: 
 
Amônia 
 Represente a estrutura de Lewis para o HCl, H2SO4 e CH3COOH 
Polaridade das ligações 
• As ligações covalentes podem ser classificadas como: 
• Ligação covalente polar; 
• Ligação covalente apolar. 
• A polaridade da ligação depende da eletronegatividade dos 
elementos participantes da mesma. 
• Quanto maior for a eletronegatividade do elemento, maior será a 
atração do elétron por ele, aumentando assim a nuvem eletrônica 
ao seu redor. 
Polaridade das ligações 
• Ligação covalente apolar: uma ligação covalente será apolar se 
os átomos envolvidos na ligação forem do mesmo elemento 
químico, pois, não haverá diferença de eletronegatividade e os 
elétrons da ligação serão atraídos com a mesma intensidade 
pelos dois núcleos. Por exemplo: 
 
 
 
Para a molécula do gás hidrogênio 
temos o mesmo elemento formando a 
ligação covalente, logo podemos 
classificá-la como uma ligação 
covalente apolar, já que a diferença de 
eletronegatividade é zero. 
Eletronegatividade do hidrogênio = 2.1 
Polaridade das ligações 
• Ligação covalente polar: Uma ligação covalente será polar se os 
átomos envolvidos na ligação forem de elementos químicos 
diferentes com eletronegatividades distintas. Este tipo de ligação 
apresenta um polo negativo e um polo positivo. 
 
 
Para a molécula do ácido clorídrico 
temos elementos diferentes (cloro e 
hidrogênio) formando a ligação 
covalente, logo podemos classificá-la 
como uma ligação covalente polar, já 
que a diferença de eletronegatividade é 
diferente de zero. 
Eletronegatividade do hidrogênio = 2.1 
Eletronegatividade do cloro = 3.0 
Ligações químicas 
• Ligação metálica: 
 
• Ocorre entre os elementos metálicos; 
• Os átomos de metal tendem a formar cátions com facilidade e se manterem 
unidos por um “mar de elétrons”; 
• Os elétrons dos elementos metálicos estão “livres” para percorrer todos os 
átomos presentes no metal; 
• Todos os metais são encontrados no estado sólido, Exceto o Mercúrio. 
 
 
Ligações químicas 
 
• Propriedades de um metal: 
 
• Na tabela periódica, os metais são: 
 
• Os elementos da Família I A, chamados de Metais Alcalinos (lítio, sódio, 
potássio, rubídio, césio e frâncio) ; 
 
• Os elementos da Família II A, chamados de Metais Alcalino-Terrosos 
(berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e rádio); 
 
• Os elementos do bloco B (grupo 3 ao 12, chamados de “Metais de 
Transição”, (ouro, prata, cromo, ferro, manganês, níquel, cobre, zinco, 
platina, dentre outros); 
 
• Os metais Representativos (alumínio, gálio, índio, estanho, tálio, 
chumbo, bismuto). 
 
Ligações químicas 
• Propriedades de um metal: 
 
• Possuem brilho característicos; 
• Possuem densidade elevada; 
• Alto ponto de fusão e ebulição; 
• Maleabilidade; 
• Bons condutores térmicos e elétricos; 
• Ductibilidade. 
Ligações químicas 
• Propriedades de um metal: 
 
https://www.youtube.com/watch?v=ZFnEdCpEU6E 
Geometria molecular 
• A geometria molecular prevê como os átomos se posicionam no 
espaço na formação dessas moléculas. 
• O modelo proposto para prever a geometria das moléculas é a 
teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência. 
(VSEPR). 
• A VSEPR é baseada nas seguintes regras: 
• Os pares de elétrons se repelem e, para reduzir ao máximo essa repulsão, 
tendem a se afastar o máximo possível, mantendo a mesma distância do 
átomo central. 
• São considerados como um único par de elétrons – sem distinção: ligação 
covalente simples, dupla, tripla ou par de elétrons não ligantes (par de elétrons 
da camada de valência do átomo central que não participa de ligações). 
• Quando existe mais de um átomo central, as ligações de cada átomo são 
tratadas independentemente. 
Geometria molecular 
• Podemos classificar as moléculas pelas seguintes geometrias: 
 
• Linear (2 ou 3 átomos); 
• Angular (3 átomos); 
• Trigonal plana (4 átomos); 
• Piramidal (4 átomos); 
• Tetraédrica (5 átomos). 
 
Geometria molecular 
• Geometria linear: Para moléculas que apresentam 2 ou 3 átomos 
temos a geometria linear. 
• As moléculas que possuem 3 átomos apresentarão geometria linear 
quando seu átomo central não apresentar pares de elétrons livres. 
• O ângulo entre as ligações para uma molécula linear é de 180° 
 
• Exemplo de molécula que apresenta geometria linear: 
 
Geometria molecular 
• Geometria angular: Para moléculas que apresentam 3 átomos 
temos a geometria angular. 
• As moléculas que possuem 3 átomos apresentarão geometria 
angular quando seu átomo central apresentar pares de elétrons 
livres. 
• O ângulo entre as ligações para uma molécula angular é de 104,5°. 
• Essa geometria é formada devido a repulsão dos pares eletrônicos 
sobre os elétrons da ligação química. 
 
• Exemplo de molécula que apresenta geometria angular: 
 
Geometria molecular 
• Geometria trigonal plana: Para moléculas que apresentam 4 
átomos temos a geometria trigonal plana. 
• As moléculas que possuem 4 átomos apresentarão geometria 
trigonal plana quando seu átomo central não apresentar pares de 
elétrons livres. 
• O ângulo entre as ligações para uma molécula de geometria trigonal 
é de 120°. 
• Exemplo de molécula que apresenta geometria trigonal plana: 
 
Geometria molecular 
• Geometria piramidal: Para moléculas que apresentam 4 átomos 
temos a geometria piramidal. 
• As moléculas que possuem 4 átomos apresentarão geometria 
piramidal quando seu átomo central apresentar pares de elétrons 
livres. 
• O ângulo entre as ligações para uma molécula de geometria 
piramidal é de 107°. 
• Assim como na geometria angular, essa geometria ocorre devido a 
repulsão entre os pares de elétrons não ligantes e os pares de 
elétrons das ligações. 
• Exemplo de molécula que apresenta geometria piramidal: 
 
Geometria molecular 
• Geometria tetraédrica: Para moléculas que apresentam 5 átomos 
temos a geometria tetraédrica. 
• As moléculas tetraédricas apresentam 1 átomo central rodeado por 4 
outros átomos. 
• O ângulo entre as ligações para uma molécula de geometria 
tetraédrica é de 109,5°. 
• Exemplo de molécula que apresenta geometria tetraédrica: 
 
Polaridade das 
moléculas 
• Determinante na compreensão da solubilidade de um material em outro ou na 
compreensão de como suas moléculas interagem (forças intermoleculares) 
umas com
as outras. 
 
• As moléculas podem ser classificadas quanto a polaridade de duas formas: 
• Polares: possuem polos elétricos em sua estrutura devido a uma diferença 
de eletronegatividade entre seus átomos. 
• Apolares: Não possuem polos elétricos, pois a diferença de 
eletronegatividade entre os átomos é anulada. 
• Podemos determinar a polaridade de uma molécula de duas maneiras: 
• Pela ligações e pelo átomo central; 
• De forma vetorial. 
 
 
Polaridade molecular 
• Quanto as ligações: 
• Para moléculas onde o átomo central não possuir elétrons livres e 
seus átomos ligantes são iguais, podemos classificar essa molécula 
como apolar. 
• Para moléculas onde o átomo central possui par de elétrons livres e 
seus átomos ligantes são iguais, podemos classificar essa molécula 
como polar. 
 
• Observação: 
• Só podemos classificar as moléculas quanto sua polaridade dessa 
maneira quando as mesmas apresentam ligantes iguais; 
• Não vale para moléculas diatômicas. 
Polaridade molecular 
• De forma vetorial: 
• O momento dipolo é uma grandeza vetorial, ou seja, possui 
módulo, direção e sentido. 
• O somatório dos vetores momento dipolo de todas as ligações 
resultará em um novo vetor denominado de vetor resultante. 
• Se a resultante do momento dipolo for ≠ 0, teremos então uma 
molécula polar; 
• Se a resultante do momento dipolo for = 0, teremos então uma 
molécula apolar. 
• Para moléculas diatômicas o momento dipolo será igual ao módulo 
do vetor da ligação presente, ou seja, uma molécula diatômica que 
apresenta ligação covalente polar terá momento de dipolo ≠ 0. 
Uma molécula diatômica que apresenta ligação covalente apolar 
terá momento dipolo = 0 
Interações intermoleculares 
• São interações entre moléculas, interações eletroestáticas, que interferem 
diretamente nas propriedades físicas das substâncias, como no ponto de 
ebulição; 
 
• “Semelhante dissolve semelhante”: Substâncias polares interagem com 
substâncias polares. E substâncias apolares interagem com substâncias 
apolares. 
• As substâncias que têm ligações covalentes podem ser, em temperatura 
ambiente, sólidas, liquidas ou gasosas. Isto mostra que as interações entre 
estas moléculas podem ser maiores ou menores. 
 
 
• Tipos de interações: 
• Forças de London ou forças de Van der Waals ou dipolos induzidos ou 
dipolos instantâneos; 
• Dipolo-Dipolo; 
• Ligação de hidrogênio ou ponte de hidrogênio; 
• Íon-Dipolo. 
Tipos de Interações 
intermoleculares 
• Dipolo induzido: 
• São interações que existem em moléculas apolares; 
 
• A molécula, mesmo sendo apolar, possui muitos elétrons que se 
movimentam rapidamente. Pode acontecer, em um dado momento, 
de uma molécula estar com mais elétrons de um lado do que do 
outro. 
 
• Ocorre devido a presença de dipolos momentâneos ocasionados pela 
repulsão eletrônica. 
 
• Esta molécula estará portanto momentaneamente polarizada e, por 
indução elétrica, irá provocar a polarização de uma molécula vizinha 
(dipolo induzido), resultando uma fraca atração entre ambas. 
 
• É a mais fraca dentre todos os tipos de interações. 
 
Tipos de Interações 
intermoleculares 
• Dipolo induzido: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Exemplos: Cl2, CO2, H2 
 
Tipos de Interações 
intermoleculares 
• Dipolo-Dipolo: 
• São interações que existem em moléculas polares; 
• Ocorre devido a diferença de eletronegatividade dos átomo que compõem 
a molécula, formando dipolos elétricos permanentes; 
• As moléculas polares interagem umas com as outras devido a atração 
eletroestática entre os dipolos opostos. 
• É uma interação mais forte em relação ao dipolo-induzido. 
 
Tipos de Interações 
intermoleculares 
• Ligação de hidrogênio: 
 
• São interações que existem em moléculas polares; 
• Ocorre quando os átomos de hidrogênio de uma substância interagem 
com átomos de flúor, oxigênio ou nitrogênio (FON); 
• De um lado, um átomo muito eletropositivo e, do outro, um átomo muito 
eletronegativo. Isto faz com que a atração entre estes átomos seja 
muito forte. Por isso, em geral são sólidos ou líquidos. 
 
• Exemplos: 
 
• H2O, HF, NH3 
Tipos de Interações 
intermoleculares 
• Ligação de hidrogênio: 
 
• Porque o gelo flutua na água? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• https://www.youtube.com/watch?v=UukRgqzk-KE 
Tipos de Interações 
intermoleculares 
• Ligação de hidrogênio: 
 
• Uma consequência das pontes de hidrogênio que existem na água é a 
sua elevada tensão superficial. 
• As moléculas que estão no interior do líquido atraem e são atraídas por 
todas as moléculas vizinhas, de tal modo que as essas forças se 
equilibram. 
• Já as moléculas da superfície só são atraídas pelas moléculas de baixo e 
dos lados. Consequentemente, essas moléculas se atraem mais 
fortemente e criam uma película parecida com uma película elástica na 
superfície da água. 
• Este fenômeno ocorre com todos os líquidos, mas com a água acontece 
mais intensamente. 
• A tensão superficial explica alguns fenômenos, como por exemplo o fato 
de alguns insetos caminharem sobre a água, e a forma esférica das 
gotas de água. 
 
Tipos de Interações 
intermoleculares 
• Ligação de hidrogênio: 
 
 
Tipos de Interações 
intermoleculares 
• Íon-Dipolo: 
• Ocorre devido a atração eletroestática entre um 
íon e uma molécula polar; 
• É caracterizada como a interação mais forte devido 
ao íon envolvido na interação possuir uma carga 
elétrica efetiva, que torna a atração eletroestática 
dos polos da molécula maior. 
Ordem de força das interações intermoleculares: 
Íon-dipolo > Ligação de hidrogênio > dipolo-dipolo > dipolo-induzido. 
Quanto mais forte for o tipo de 
interação, maior será o ponto de 
fusão e ebulição da substância. 
 
Exemplo: 
Ponto de ebulição da água = 100 °C 
(ligação de hidrogênio) 
 
Ponto de ebulição do CO2 = -78 °C 
(Dipolo-induzido). 
A mudança de estado físico 
esta relacionado com a 
quebra ou formação das 
interações intermoleculares.