QFL2129 - Ligações químicas

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Ligações químicas 
por Victor Costa 
Índice 
1. Introdução 
 O que é uma ligação química 
 Poço de potencial 
 Vibrações 
 Tipos de ligações 
2. Ligação iônica 
 O que são íons 
 Força de Coulomb 
 Parâmetro de Madelung 
 Parâmetro de Born 
 Ciclo de Born-Haber e energia reticular 
 Estrutura de Lewis 
3. Ligação covalente 
 Estrutura de Lewis 
 Ressonância 
 Regra do Octeto 
 Exceções à Regra do Octeto 
 Força de ligação 
 Comprimento de ligação 
 Carga formal 
 Teoria de Lewis 
 Geometria molecular 
 Polaridade 
 Teoria da Ligação de Valência 
 O que são orbitais 
 Ligação sigma 
 Ligação pi 
 Hibridação 
 Promoção de elétrons 
 Como determinar a hibridação 
 Teoria do Orbital Molecular 
 Orbitais ligantes e antiligantes 
 Diagramas de níveis de energia dos orbitais moleculares 
 Ordem de ligação 
 Conclusão 
 
4. Ligação metálica 
 Definição 
 Bandas eletrônicas 
 Propriedades dos metais 
5. Ligações secundárias 
 Íon-dipolo 
 Ligação de hidrogênio 
 Dipolo permanente-dipolo permanente 
 Dipolo permanente-dipolo induzido 
 Dipolo instantâneo-dipolo induzido 
 
Introdução 
- O que é uma ligação química? 
Ligações químicas são atrações eletrostáticas que atraem átomos, 
deixando os unidos, ou moléculas, deixando-as mais ou menos próximas. 
- Poço de potencial 
Na natureza, as coisas sempre tendem ao estado menos energético. 
Sabendo disso, é fácil entender que as ligações químicas ocorrem porque a 
energia potencial gravitacional entre os átomos é maior quando eles estão 
separados do que quando estão unidos. Algo interessante de se perceber é 
que quando os átomos estão infinitamente afastados a energia potencial entre 
eles é nula (afinal, não há interação), de modo que quando os átomos estão 
unidos a energia potencial do sistema será negativa. 
Esse conceito permite a construção de um importante gráfico, 
representado abaixo. Sobre esse gráfico, é importante perceber que a energia 
de ligação é a energia que deve ser dada aos átomos para que eles voltem ao 
estado de separação, ou seja, é o módulo da energia do ponto mínimo da 
curva. Quanto mais profundos o poço de potencial, mais intensa é a ligação, 
pois mais energia é necessária para rompê-la. 
 
- Vibrações 
Os átomos de uma ligação nunca estão parados. Eles estão em 
constante vibração, como dois corpos presos a uma mola, constantemente 
aproximando-se e afastando-se um do outro. 
Portanto, a energia potencial entre eles varia periodicamente em torno 
do ponto de potencial mínimo, cuja abcissa, nesse ponto, é conhecida como 
raio de equilíbrio (pois é a distância para o qual se tem a menor energia). 
Uma informação curiosa é que o aumento na energia potencial é bem 
mais brusco quando os átomos se aproximam do que quando se afastam 
(observe no gráfico acima), de modo que eles ficam mais tempo na região a 
direita do ponto de equilíbrio. Assim, o raio médio é um pouco maior do que o 
raio de equilíbrio. 
- Tipos de ligações 
 Primárias  São as forças que mantem os átomos unidos nas 
ligações. São de três tipos: iônica, covalente e metálica. A seguir, 
vamos analisar cada um desses tipos. 
 
 Secundárias (intermoleculares)  São as forças de atração entre 
as moléculas, responsáveis por várias propriedades 
macroscópicas dos compostos, como ponto de ebulição, ponto de 
fusão, viscosidade, entre outras. 
 
Ligação iônica 
 O que são íons?  São átomos eletricamente carregados devido à 
perda ou ao ganho de elétrons. Os átomos carregados positivamente são 
chamados de cátions, enquanto os negativos são os ânions. 
Força de Coulomb  É a força de atração eletrostática que mantem os 
cátions e ânions unidos em um retículo cristalino, que é uma estrutura na qual 
os íons estão distribuídos, de maneira organizada e periódica (mais detalhes 
sobre retículos nos resumos de PMT). 
F = Z+Z-e 
 4πεor
2 
 Associada a força de Coulomb, há a energia potencial de Coulomb: 
E = Z+Z-e 
 4πεor 
 
Com relação a essa força de Coulomb, é importante saber que, em 
compostos iônicos, ela é quebrada quando o sólido é posto em algum solvente 
polar. Nessa situação, os íons se separam e são envoltos por moléculas do 
solvente, processo chamado de solvatação. O objetivo dessa aula, contudo, 
não é discutir solubilização (teremos, mais para frente, uma aula extra sobre 
esse tema). 
 
Os próximos três tópicos não são muito importantes para a matéria, mas 
foram postos aqui por serem importantes para a compreensão do tema. Se 
estiver com pressa, contudo, pode pulá-los. 
Parâmetro de Madelung  Vimos, até agora, como funciona a interação 
entre dois átomos. Contudo, em um sólido cristalino há vários átomos, de modo 
que o estudo se torna mais complexo. 
O primeiro problema encontrado quando vamos de um sistema de dois 
átomos para um reticulo cristalino é que um átomo interage com vários outros. 
Essa interação depende da geometria do reticulo, uma vez que ela que 
determina quantos átomos estarão ao redor de cada átomo e quão próximos 
eles estarão. 
Para resolver esse problema, o físico alemão Erwin Madelung resolveu 
umas contas de sequências convergentes, calculando constantes para vários 
elementos , as chamadas constantes de Madelung. 
Parâmetro de Born  Outro problema encontrado na análise dos 
retículos cristalinos é a repulsão entre os elétrons de cada átomo, o que 
influencia na energia potencial do sólido. Para resolver esse problema, Born 
criou um parâmetro, o parâmetro de Born, responsável por corrigir o efeito 
dessas repulsões. Muitas vezes, o dado do parâmetro de Born é dado para um 
gás nobre; nesses casos, se o elemento a ser analisado não for um gás nobre, 
utiliza-se o dado referente ao gás nobre com configuração eletrônica igual ao 
do íon analisado (por exemplo, o íon Mg2+ imita a configuração eletrônica do 
Ar, portanto para o Mg deve-se usar o valor tabelado para o Ar). Outra 
informação importante é que quando o sólido possui mais de um elemento, o 
parâmetro de Born deve ser a média entre os parâmetros para cada elemento. 
Ciclo de Born-Haber e energia reticular  A energia reticular é definida 
como a energia liberada quando íons gasosos unem-se para formar um 
composto sólido. Contudo, não possuímos íons gasosos no laboratório, de 
modo que a utilização desse dado torna-se limitado. Para resolver isso, 
lembramos do conceito da Lei de Hess para utilizarmos o Ciclo de Born-Haber. 
 
A equação presente na imagem vem da Lei de Hess: a energia 
envolvida na formação do sólido por ambos caminhos deve ser a mesma. Em 
outras palavras, a entalpia padrão de formação do sólido é igual à soma das 
energias de atomização, de ebulição, de ionização, de afinidade eletrônica e 
reticular (ou de rede). 
 
Agora, voltamos aos tópicos importantes. 
Estrutura de Lewis  Estrutura elaborada pelo químico Gilbert Lewis 
que representa os elementos e seus elétrons de valência. 
Mg
Cl
Cl
Mg
Cl
Cl
2
Cl
 
Ligação covalente 
Antes de estudarmos os três principais modelos de ligações covalentes, 
vamos ver alguns conceitos importantes para esse tipo de ligação. 
Estrutura de Lewis  Mesmo conceito que na ligação iônica. 
H
O
H
O
H H
O
H H
 
Ressonância  Às vezes, contudo, uma estrutura de Lewis não é 
suficiente para representar um composto. Nesses casos, há mais de uma 
estrutura de Lewis que contribui para a estrutura do composto, de modo que 
ele seja o resultado da soma das várias estruturas de Lewis. No exemplo 
abaixo, nenhuma das três estruturas, isoladas, é suficientes para representar a 
estrutura do trióxido de nitrogênio, de modo que todas elas contribuem para a 
estrutura final. Em outras palavras,cada uma das três estruturas abaixo 
(chamadas de estruturas de ressonância) se somam para formar a estrutura do 
trióxido de nitrogênio (chamada de híbrido de ressonância). 
 
Pontos importantes sobre a ressonância: 
 Não existem várias estruturas que se alternam. Há somente um 
híbrido de ressonância que é resultado da soma das diversas 
estruturas de ressonância. Um bom exemplo é a mula: ela é a 
soma entre um cavalo e um burro, não um animal que varia entre 
burro e cavalo. 
 Uma estrutura de ressonância pode contribuir mais para o híbrido 
do que outras, caso haja diferença de estabilidade entre elas. 
 Se todas as estruturas de ressonância tiverem a mesma 
contribuição para o híbrido, todas as ligações participantes da 
ressonância são iguais, tendo comprimentos de ligação 
intermediários entre uma ligação simples e uma ligação dupla. 
 A ressonância diminui a energia do híbrido, tornando-o mais 
estável. 
 Os elétrons que podem assumir mais de uma posição são 
chamados de elétrons deslocalizados. Eles se distribuem por toda 
a molécula, não podendo ser relacionados a somente um par de 
elétrons. 
Regra do Octeto  Normalmente, os átomos tendem a completar o 
octeto, ou seja, ficar com oito elétrons na camada de valência, imitando a 
configuração eletrônica dos gases nobres. 
Exceções à Regra do Octeto  Apesar de funcionar na maioria dos 
casos, a Regra do Octeto não é uma verdade absoluta. Para elementos do 
período 3 ou mais, os átomos já são grandes o suficiente para que o núcleo 
tenha uma atração reduzida nos elétrons de valência, permitindo maiores 
distorções na nuvem eletrônica, além de passar a existir o subnível d 
disponível. Desse modo, alguns elementos conseguem comportar mais do que 
oito elétrons na valência, alcançando a condição conhecida como Octeto 
Expandido, como o PCl5, o SF6, o XeF4, entre outros. 
Mas como isso acontece? Veremos uma explicação para esse fenômeno 
na sessão da Teoria da Ligação de Valência. 
Força de ligação  Relaciona-se com o poço de potencial: quanto fundo 
o poço, mais forte a ligação. Com relação à ligação covalente, é importante 
saber que ligações duplas são mais fortes que simples e mais fracas que 
triplas. Outro fato importante de se ter em mente é que a energia de uma 
ligação simples não é metade da energia de uma ligação dupla e nem um terço 
da energia de uma ligação tripla, pois essas ligações não são todas iguais 
(novamente, veremos na sessão da Teoria da Ligação de Valência o porquê). 
Uma ligação dupla é mais fraca do que duas vezes uma simples, assim como 
uma ligação tripla é bem mais fraca do que três vezes uma simples. 
Comprimento de ligação  É a distância entre os átomos de uma 
ligação. Ligações duplas têm comprimentos menores do que as simples e 
maiores do que as triplas (novamente, aguarde a sessão da Teoria da Ligação 
de Valência para o motivo). Quando há ressonância, o comprimento da ligação 
é intermediário entre as estruturas de ressonância, como dito na sessão de 
ressonância. 
Carga formal  É a carga que o átomo teria se as ligações fossem 
perfeitamente covalentes e ele possuísse exatamente metade dos elétrons que 
compartilha. Ela é usada para se estimar a estabilidade de um composto: 
quanto mais átomos tiverem carga formal nula, mais estável é o composto. 
Assim, pode-se determinar quais estruturas de ressonância são mais 
determinantes para o híbrido de ressonância, por exemplo. 
CF = EV – EL – EC/2 
Onde EV = elétrons de valência 
 EL = elétrons isolados 
 EC = elétrons compartilhados 
 
Vamos, agora, finalmente, estudar os três principais modelos para a ligação 
covalente, analisando as principais implicações de cada um. 
Teoria de Lewis 
Considera simplesmente o compartilhamento de pares de elétrons, 
representando os elétrons livres e os compartilhados. Não explica como ocorre 
esse compartilhamento. 
Geometria molecular  É a forma das moléculas. Esse tópico é 
abordado na sessão da Teoria de Lewis porque esse é um modelo mais 
simplificado, que facilita o entendimento desse conceito. 
A base para se compreender a geometria das moléculas é a VSEPR 
(teoria da repulsão dos pares de elétrons na camada de valência, na sigla em 
inglês): a posição dos átomos na molécula será tal que a repulsão entre os 
elétrons livres de cada átomo seja a mínima possível, ou seja, os átomos 
ficarão o mais afastados possível. Com base nessa teoria, foram determinadas 
diversas geometrias possíveis que dependem do número de ligantes e do 
número de elétrons livres na camada de valência do átomo central. Os 
primeiros casos dá para pensar e encontrar uma lógica, mas com o aumento 
do número de ligantes fica mais fácil decorar mesmo (ainda dá para entender, 
mas é necessário um pouco de visão espacial).
 
Na imagem da página anterior, interpretem domínios eletrônicos como 
pares de elétrons, domínios ligantes como número de ligantes de domínios não 
ligantes como pares de elétrons livres. 
Um elemento importante da geometria molecular é o ângulo das 
ligações, ou seja, o ângulo entre os ligantes. Algo interessante de se perceber 
com relação à esse ângulo é que ligações duplas promovem maior repulsão 
entre os ligantes do que ligações simples, de modo que os ângulos sofram um 
desvio do padrão para a geometria da molécula. Outra observação importante 
é que quanto mais pares de elétrons livres tiver no átomo central, mais 
distorcidos serão os ângulos de ligação, devido à uma maior repulsão. 
Polaridade  Quando há uma ligação entre átomos com diferentes 
eletronegatividades (eletronegatividade é uma propriedade de cada elemento 
que indica a capacidade do átomo de atrair para si os elétrons de uma ligação) 
os elétrons ficam mais concentrados em um dos átomos, de modo a gerar uma 
carga parcial na molécula: não é uma carga real, uma vez que o elétron não foi 
transferido de um átomo para outro permanentemente, mas sim uma carga 
parcial, resultado do elétron ficar mais tempo em um átomo do que no outro. 
Quando temos uma ligação entre átomos com diferentes 
eletronegatividades temos um dipolo elétrico, que é um vetor que aponta de um 
átomo da ligação para o outro e cujo o módulo é medido em Debyes (D). 
Quando o resultado da soma dos dipolos de todas as ligações da molécula é 
diferente de zero, a molécula é dita polar, pois há uma região em que há 
concentração de elétrons (como na água). Se o momento de dipolo da 
molécula for nulo, ela é dita apolar (como o O2). Percebam que é possível 
termos uma molécula apolar com ligações polares, como o CO2 (desenhe a 
estrutura do CO2 com a geometria correta e veja como os dipolos de cada 
ligação se anulam). 
A polaridade é determinante para algumas propriedades macroscópicas, 
como os pontos de ebulição e de fusão, solubilidade, viscosidade entre outros. 
No final dessa aula veremos brevemente algumas dessas influências. 
Teoria da Ligação de Valência 
Analisa a ligação covalente a partir do compartilhamento de pares de 
elétrons em termos de orbitais atômicos. Nesse modelo, os elétrons não estão 
presos entre os átomos, como no modelo de Lewis, mas sim movimentando-se 
nos orbitais; não é mais um modelo de elétrons localizados. 
O que são orbitais? 
Em 1927, o físico Werner Heisenberg elaborou o Princípio da Incerteza. 
Esse princípio é um conceito quântico relativamente complicado, portanto irei 
simplifica-lo aqui, uma vez que Quântica não é o foco dessa aula. 
A ideia de Heisenberg, simplificando bastante, é que não é possível 
saber com precisão a posição e a velocidade do elétron ao mesmo tempo. 
Portanto, não é possível que o elétrons fique em órbitas circulares, uma vez 
que nesse caso sempre saberíamos onde ele está. Surgiu, então, o conceito de 
orbital, que é uma região em que a probabilidade de se encontrar um elétron é 
máxima. 
Realizando um paralelocom os estudos de Schrödinger, cada orbital é 
uma solução da função de onda, ou seja, é uma função matemática que 
descreve a posição do elétron. 
Abaixo, uma imagem com a forma dos orbitais. 
 
 
Ligações sigma  São as ligações formadas pelo encontro frontal dos 
orbitais. Correspondem às ligações simples. São bastante fortes, devido a 
sobreposição dos orbitais. 
Ligações pi  São as ligações formadas pela aproximação lateral dos 
orbitais. Correspondem às ligações duplas e triplas. 
Agora podemos compreender a diferença na força e no comprimento 
das ligações simples, duplas e triplas. As ligações pi são mais fracas do que 
uma ligação sigma (pois não há sobreposição dos orbitais), de modo que uma 
ligação dupla (uma sigma e uma pi) seja mais forte que uma simples (somente 
uma sigma), mas não o dobro da energia de ligação. Com relação ao 
comprimento, a ligação dupla é menor porque os átomos precisam se 
aproximar mais para que os orbitais da ligação dupla aproximem-se 
lateralmente o suficiente para que ocorra o compartilhamento dos elétrons. 
Hibridação  É a soma de orbitais atômicos para formar orbitais 
deformados. Para compreendermos melhor, vamos analisar o carbono. 
O carbono possui quatro elétrons de valência, dois em um orbital s e 
dois em orbitais p. Portanto, seria plausível de se esperar ligações diferentes 
(ligações entre orbitais s, entre orbitais p e entre orbitais s e p). Contudo, sabe-
se que o carbono possui quatro valências equivalentes. 
O que acontece é que os orbitais s e p se somam, formando orbitais 
hibridizados sp, todos iguais. 
Para compreendermos a soma dos orbitais, pode-se pensar neles como 
expressões matemáticas, tais que cada glóbulo possui um sinal. Na imagem da 
página anterior, vemos que os orbitais s possuem só um glóbulo, enquanto os 
orbitais p possuem três constituintes, cada um com dois glóbulos (um positivo e 
um negativo). Então, o orbital s irá se somar com o nódulo de p com mesmo 
sinal e subtrair com o de sinal oposto, formando um orbital hibridizado 
assimétrico. 
 
 
IMPORTANTE: Orbitais hibridizados são os que participam de ligações 
sigmas, ou seja, para cada ligação simples, temos um orbital hibridizado. 
Promoção de elétrons  Muitas vezes, elétrons de orbitais de energia 
inferior são promovidos para orbitais mais energéticos, permitindo que o átomo 
realize mais ligações. Essas promoções de elétrons que justificam as 
expansões do octeto. Elas ocorrem quando a diminuição de energia resultante 
da ligação for maior do que a energia que deve ser dada para o elétron para 
ele ser promovido. Veremos como isso funciona em um exemplo mais a frente. 
Como determinar a hibridação?  Tem um jeito mais demorado e bonito 
para você colocar na sua prova dissertativa e o jeito rápido e direto para achar 
a resposta na sua prova teste. Veremos os dois. 
1 - Jeito bonito 
Vamos utilizar como exemplo o carbono no etano e no eteno. Primeiro, 
escrevemos os elétrons da valência do carbono do seguinte modo (cada seta é 
um elétron e cada quadrado é um orbital. Primeiro deve-se preencher todos os 
elétrons de um tipo de orbital com elétrons com spin up, ou seja, seta para 
cima, e depois completa-los com as setas para baixo, ou seja, elétrons com 
spin down). 
s p
 
Os átomos realizam ligações para que todos seus elétrons estejam 
emparelhados, ou seja, para que tenha dois elétrons, com spins opostos, em 
cada quadrado (podem sobrar quadrados vazios, só não pode ter quadrados 
com só uma seta). Com esse raciocínio, o carbono só deveria realizar duas 
ligações, para preencher seus orbitais p. 
Nesse caso ocorre a promoção de elétrons: um dos elétrons do orbital s 
é excitado para a o último dos orbitais p, levando à seguinte configuração: 
s p
 
Agora, está claro que o carbono realiza quatro ligações. Precisamos, 
agora, determinar quais desses orbitais estão hibridizados, ou seja, quais deles 
vão se somar. Para isso, devemos lembrar: cada ligação simples é um orbital 
hibridizado. 
Para o etano: o carbono realiza quatro ligações simples, portanto os 
quatro orbitais são hibridizados, resultando em quatro orbitais hibridizados sp3 
(os coeficientes indicam quantos orbitais de cada tipo foram hibridizados) 
Para o eteno: o carbono realiza três ligações simples, portanto apenas 
três orbitais são hibridizados, resultando em três orbitais sp2. O orbital p 
restante é utilizado na ligação pi. 
Resumindo: 
1 – Escreva a configuração eletrônica da camada de valência no sistema 
de quadrados. 
2 – Veja quantas ligações o elemento está fazendo e faça a promoção 
de elétrons necessária. 
3 – Veja quantas ligações simples estão sendo feitas e conte esse 
número de orbitais na configuração de quadrados (Os quadrados já 
preenchidos anteriormente também entram na hibridação). 
Pense, agora, qual seria a hibridação do carbono no etino. E do fósforo 
no PCl5? 
2 – Jeito rápido 
Basta contar o número de ligantes e de pares de elétrons livres. Então 
distribuir esse número nos coeficientes dos orbitais, lembrando que o s só pode 
ter coeficiente 1, o p pode ter coeficientes 1, 2 ou 3 e o d pode ter coeficientes 
1, 2, 3, 4 ou 5. Deve-se chegar ao coeficiente máximo de um orbital para se 
começar a utilizar o outro. Vamos utilizar como exemplo o nitrogênio da 
amônia. 
N
H
H
H
1
2
3
4
 
A hibridação do nitrogênio na amônia será, portanto, sp3(s1p3, 1+3 = 4). 
 
Teoria do Orbital Molecular 
Analisa a ligação covalente a partir de orbitais moleculares, que são 
somas algébricas dos orbitais atômicos. 
Orbitais ligantes e antiligantes  Como discutido anteriormente, os 
orbitais são soluções da função de onda. Portanto, quando ocorre 
sobreposição de orbitais duas situações ocorrem: 
- Interferência construtiva, formando um orbital ligante. O orbital ligante 
possui energia menor do que os dois orbitais atômicos que o formam, não 
possui plano nodal e os elétrons ficam confinados na região internuclear. 
- Interferência destrutiva, formando um orbital antiligante. O orbital 
antiligante possui energia maior do que os dois orbitais atômicos que o formam 
e possui plano nodal que passa pelo eixo internuclear, de modo que os elétrons 
são fortemente repelidos da região internuclear. 
 
IMPORTANTE: n orbitais atômicos formam n orbitais moleculares! 
Diagrama de níveis de energia dos orbitais moleculares  Diagramas 
em que os orbitais moleculares são dispostos segundo sua energia. O 
diagrama mais simples é o que possui apenas um orbital ligante e um 
antiligante: 
 
A construção desses orbitais pode ser bastante complexa, portanto o 
que se precisa saber é identificar os orbitais ligantes e os antiligantes (o ligante 
é sempre menos energético), lembrando sempre que um orbital p é sempre 
mais energético do que um s (um orbital antiligante s é menos energético do 
que um ligante p) e que há três orbitais p (dois encontram-se frontalmente, 
formando orbitais sigma ligantes e antiligantes e os outros quatro encontram-
se, dois a dois, lateralmente, formando dois orbitais pi ligantes e dois orbitais pi 
antiligantes). 
Para distribuir os elétrons, o raciocínio é o mesmo que na Teoria do 
Orbital de Valência: coloca-se dois elétrons em cada orbital, do menos 
energético para o mais energético. Nos orbitais pi, que são dois de cada tipo, 
coloca-se primeiro os elétrons com o mesmo spin nos dois quadrados e depois 
completa-se cada um. 
 
Ordem de ligação  É uma medida do número líquido de ligações. Em 
outras palavras, indica quantas ligações são feitas (se analisarmos a ligação 
pelo método de Lewis, precisamos ter o mesmo número de ligações na Teoria 
do Orbital Molecular). 
OL = (Ne – Ne*)/2 
Onde Ne = número de elétrons em orbitais ligantes 
 Ne* = número de elétrons em orbitaisantiligantes 
 
Conclusão  Para finalizar a sessão sobre ligação covalente, é 
importante fazer um comentário: nenhuma ligação é completamente iônica ou 
completamente covalente. Sempre há contribuições de cada tipo. 
O caráter iônico na ligação covalente é resultado da eletronegatividade: 
quanto maior a diferença de eletronegatividade, mais os elétrons ficarão em um 
determinado átomo e, portanto, maior o caráter iônico. 
Já o caráter covalente na ligação iônica é resultado da polarizabilidade 
(capacidade de um átomo de distorcer sua nuvem eletrônica). A nuvem 
eletrônica do ânion é atraída pelo cátion, ficando um pouco deslocada para a 
região internuclear, como se os elétrons pertencessem a uma ligação 
covalente. Geralmente, quanto mais volumoso for o ânion, mais polarizável ele 
é e, portanto, maior o caráter covalente. 
REGRA: A ligação é considerada iônica se a diferença de 
eletronegatividade for maior ou igual a 2 unidades. 
 
Ligação metálica 
Definição  A ligação metálica consiste em um mar de elétrons livres 
espalhado entre os átomos. Esse mar de elétrons é responsável por várias 
propriedades macroscópicas dos metais que veremos brevemente a seguir. 
Antes de vermos as propriedades, contudo, devemos compreender 
como se forma o mar de elétrons. 
Bandas eletrônicas  Em sólidos, formam-se tantos orbitais moleculares 
que a diferença de energia entre eles vai diminuindo tanto até que se formem 
níveis de energia contínuos, as bandas eletrônicas. 
Há duas principais bandas: a de valência e a de condução. A energia do 
último elétron que ocupa a banda de valência é a Energia de Fermi. Os 
elétrons com energia maior que a Energia de Fermi são considerados elétrons 
livres e, portanto, são os que formam o mar de elétrons. Para os metais, a 
diferença de energia entre as bandas de condução e de valência é 
extremamente pequena, de modo que sempre há vários elétrons na banda de 
condução, formando o mar de elétrons que mantem os átomos unidos no 
reticulo cristalino. (mais detalhes sobre as bandas eletrônicas nos resumos de 
PMT). 
Propriedades dos metais  Algumas das propriedades dos materiais 
metálicos que são explicadas pelo mar de elétrons são: 
- Condutividade elétrica 
- Condutividade térmica 
- Brilho 
- Maleabilidade e ductilidade (as discordâncias conseguem se 
movimentar devido às ligações não direcionais). 
 
Ligações secundárias 
São as ligações existentes entre moléculas. São de quatro tipos 
principais, cujas intensidades dependem da polaridade das moléculas. 
- Íon – dipolo  Ocorre entre íons e dipolos de moléculas polares. É a 
interação mais forte, pois o íon possui uma carga real. É a interação que ocorre 
na solvatação dos sólidos. 
- Ligação de hidrogênio  Ocorre entre grupos FH, NH e OH. Devido à 
grande diferença de eletronegatividade entre o H e o F ou N ou O, o H fica 
quase sem seu elétron, de modo que é bastante atraído pelo F, N ou O da 
outra molécula, fortemente negativo. Chega até a ocorrer a sobreposição dos 
orbitais do H com o orbital do outro ametal, a ligação só não ocorre porque o 
hidrogênio ainda não perdeu completamente o outro elétron. É a segunda 
interação intermolecular mais forte. 
- Dipolo permanente – dipolo permanente  Ocorre em moléculas 
polares, por meio da interação da parte negativa de uma com a positiva de 
outra. É a terceira interação intermolecular mais forte, pois ambos os dipolos 
são permanentes. 
- Dipolo permanente – dipolo induzido  Ocorre em interações de 
moléculas polares com apolares. A molécula polar, ao se aproximar da polar, 
forma dipolos induzidos, devido à repulsão/atração dos elétrons da molécula 
apolar pelos dipolos da molécula apolar. Esses dipolos induzidos, então, 
interagem com os dipolos permanentes das moléculas polares. É mais fraca 
que a anterior, pois um dos dipolos não é permanente. É a interação que 
explica a dissolução do oxigênio molecular na água. 
- Dipolo instantâneo – dipolo induzido (dispersão de London)  Ocorre 
quando um fraco dipolo instantâneo surge aleatoriamente em uma molécula 
apolar. Esse dipolo irá induzir um dipolo em moléculas próximas, de maneira 
semelhante ao caso anterior. Então, ambos os dipolos irão interagir 
rapidamente, até que o dipolo que surgira inicialmente suma. É a interação 
intermolecular mais fraca, pois ambos os dipolos não são permanentes. 
Explicados nos resumos 
de PMT 
IMPORTANTE: Uma molécula pode apresentar mais de um tipo de força 
intermolecular. Todas as moléculas apresentam as forças do tipo dipolo 
instantâneo – dipolo induzido, podendo ter outras forças ou não. 
 O tipo das interações intermoleculares determina várias propriedades 
macroscópicas dos materiais. Quanto mais intensas forem as forças 
intermoleculares, maiores serão os pontos de ebulição e de fusão e maior será 
a viscosidade, pois maior será a dificuldade de afastar as moléculas. 
DICA: Para se determinar a ordem de pontos de ebulição, ordenar 
primeiro segundo a intensidade da principal interação intermolecular. Os 
compostos que tiverem o mesmo tipo de força intermolecular, 
desempatar pela polarizabilidade: quanto maiores forem os ligantes, 
maior a capacidade deles de distorcer suas nuvens eletrônicas, de modo 
que maiores serão os dipolos instantâneos formados e, 
consequentemente, maiores as forças de dispersão de London 
(geralmente, quanto maior a massa molar, mais polarizável é o átomo).