Química Inorgânica- Ligação Química e Estrutura Molecular-Farmácia

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Universidade Federal de Mato Grosso 
Campus Universitário Sinop 
Instituto de Ciências Naturais, Humanas e Sociais (ICNHS) 
 
Profa. Dra. Edjane Rocha 
 
“LIGAÇÕES QUÍMICAS E 
ESTRUTURA MOLECULAR” 
O açúcar utilizado em casa é a 
sacarose (C12H22O11) 
O sal de cozinha é o 
cloreto de sódio (NaCl). 
A água oxigenada comercial é peróxido 
de hidrogênio (H2O2) aquoso. 
O troféu de campeão da Copa do 
Mundo FIFA é feita com ouro (Au)! 
Seus átomos se unem 
por ligações covalentes! 
Seus átomos se unem 
por ligações covalentes! 
Seus átomos se unem 
por ligações metálicas! 
Seus átomos se unem 
por ligações iônicas! 
O extintor de incêndio 
contém dióxido de 
carbono (CO2). 
Os letreiros luminosos são 
preenchidos com gás 
neônio (Ne). 
O rubi é uma pedra preciosa 
formada de óxido de 
alumínio (Al2O3), 
principalmente. 
Seus átomos se unem por 
ligações iônicas! 
Seus átomos se 
unem por ligações 
covalentes! 
Seus átomos são 
isolados, NÃO SE 
LIGAM! 
Ligações químicas e Estrutura Molecular 
De que maneira os átomos se combinam para formar moléculas, e por 
que os átomos formam ligações? 
Ligações químicas 
 Elétrons das camadas 
internas 
Elétrons de um átomo: 
Elétrons de valência 
Não estão envolvidos do comportamento 
químico. 
Determinam as propriedades químicas do 
átomo. As reações químicas resultam da 
perda, ganho ou rearranjo destes elétrons. 
Ligações químicas 
 As ligações químicas unem os átomos, 
porém nem todos os átomos conseguem 
formar ligações. 
 
• Dois átomos de um gás nobre exercem entre si uma atração 
mútua tão fraca que não conseguem formar uma molécula. Por 
outro lado, a maioria dos átomos forma ligações fortes com 
átomos da própria espécie e com outros tipos de átomos. 
 De maneira geral, a ligação química pode 
ser definida como uma força resultante 
atrativa que existe entre alguns átomos, 
quando estes se aproximam. 
• Esta força mantém um conjunto de dois ou 
mais átomos unidos formando assim os 
compostos químicos. 
Ligações químicas 
• Características importantes da ligação 
química: polaridade, distância e energia. 
Ligações químicas 
 Em busca de uma configuração estável 
 Uma molécula só será formada se esta for mais estável e 
tiver menor energia do que os átomos individuais. 
 Com exceção dos gases nobres, os demais átomos têm 
tendência de formar moléculas através do estabelecimento 
de ligações. 
 Configuração estável 
• A baixa energia dos gases nobres está associada ao 
fato de possuírem o nível eletrônico mais externo 
completamente preenchido. 
Teoria do Octeto 
18 Ar = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 
36Kr = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 
54Xe = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 
86Rn = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 
10Ne = 1s
2 2s22p6 
2He =1s
2 
Camada de Valência (camada K) com 2 elétrons. 
Camada de Valência com 8 
elétrons nos demais gases 
nobres. 
Estudando-se as estruturas eletrônicas dos gases nobres, 
percebe-se: 
Geralmente não reagem com nenhum outro átomo, e suas moléculas são 
monoátomicas, isto é, contêm apenas um átomo 
Baixa reatividade energias baixas não formam compostos 
Ligações químicas 
Teoria do Octeto 
 Um átomo, para adquirir estabilidade, deverá possuir camada 
fechada, isto é, estar com oito elétrons em sua última camada 
(ou dois elétrons na camada K, desde que esta seja a camada de 
valência). 
 
 
 
 
 
 
 
 
11Na = 1s
2 2s2 2p6 3s1 
11Na
+ = 1s2 2s2 2p6 
K = 2; L = 8; M = 1 
Perde 1 elétron para 
adquirir o octeto. 
Família 1 A (Grupo 1): 
K = 2; L = 8 
9F= 1s
2 2s2 2p5 
9F
–= 1s2 2s2 2p6 
K = 2; L = 7 
Ganha 1 elétron para 
adquirir o octeto. 
Família 7 A (Grupo 17): 
K = 2; L = 8 
Ligações químicas 
assim, uma condição para um átomo possuir estabilidade é ele adquirir 
oito elétrons na última camada: é a Teoria do Octeto! 
Configurações eletrônicas de 
íons dos elementos representativos 
• Esses são derivados da configuração eletrônica dos elementos com 
o número necessário de elétrons adicionados ou removidos do 
orbital mais acessível. 
• As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon 
estável: 
• Mg: [Ne]3s2 
• Mg+: [Ne]3s1 não estável 
• Mg2+: [Ne] estável 
• Cl: [Ne]3s23p5 
• Cl-: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável 
Na natureza, as substâncias buscam um estado 
energético mais estável, ou seja, de menor 
energia! 
Configuração de camada fechada: 
Esta regra só é válida para os elementos representativos. 
ns2 np6 
E
n
e
rg
ia
 
Distância entre os 
átomos 
Menor 
estabilidade 
Maior 
estabilidade 
Ligações químicas 
 A formação de ligações químicas envolve normalmente só os elétrons 
do nível mais externo do átomo e, através da formação de ligações, cada átomo 
adquire uma configuração eletrônica estável. O arranjo eletrônico mais estável 
é a estrutura de um gás nobre, e muitas moléculas possuem essa estrutura. 
Contudo, arranjos menos estáveis que a de gás nobre ocorrem regularmente 
nos elementos de trânsição 
Tipos de Ligações químicas 
Tipos de Ligações químicas 
Tipos de Ligações químicas 
Há alguns poucos casos de compostos puros, mas é mais adequado considerar a 
ligação química um contínuo entre os extremos de ligação covalente, iônica e metálica 
Tipos de Ligações 
químicas 
Ligaçao Quimica 
Forças e energia de ligaçao 
Ligações químicas 
Ligações químicas 
Ligações químicas 
Ligações químicas 
1- Os dois átomos estão afastados um do outro 
2-A esta distância internuclear, há atração entre os dois átomos. 
3-Neste ponto considera-se que está estabelecida a ligação covalente. As atrações 
são mais fortes que as repulsões. 
4-Se os átomos se aproximarem ainda mais, as repulsões entre os núcleos começam 
a ser maiores que as atrações elétrons-núcleos, aumentando a instabilidade da 
molécula e a sua energia. 
Ligações Iônicas 
 
Ligações Iônicas 
 
Ligações Iônicas 
 Os átomos se unem a 
partir da transferência de 
elétrons! 
Um átomo GANHA e o 
outro PERDE elétrons 
para obter o octeto! 
• A ligação iônica é 
também chamada de 
ligação eletrovalente ou 
heteropolar; 
 
 
 
 
 
Ligações Iônicas 
1 A 2 A 3 A 4 A 5 A 6 A 7 A 
Metais Ametais 
Perdem 
elétrons 
Ganham 
elétrons 
Apenas compartilham elétrons. 
Tendem a formar ligações 
covalentes. 
Para Elementos 
Representativos 
O número de elétrons cedidos é igual ao número de elétrons recebidos: 
Fórmula geral de um composto iônico: 
• nas ligações iônicas, as substâncias são 
neutras, pois as cargas anulam-se 
 
 
 
 
Simbolos de Lewis 
Estrutura de Lewis 
Cl Cl Na Na 
1 elétron na 
camada de 
valência. 
+ 
– 
7 elétrons na camada de 
valência. 
O elétron é 
transferido: 
1A 7A 
+ + 
Formação do Cloreto de Sódio (NaCl) 
Cloro 
Sódio 
Ligações Iônicas 
Reação entre sódio metálico e gás cloro para formar 
cloreto de sódio. (a) Um recipiente de gás cloro(à 
esquerda) e um recipiente de sódio metálico (à 
direita). (b) À formação do NaCl começa quando o 
sódio é adicionado ao cloro. (c) A reação alguns 
minutos mais tarde. Essa reação é fortemente 
exotérmica, liberando tanto calor quanto luz 
Retículo cristalino do NaCl. 
 Considere a reação entre o sódio e o cloro: 
 Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) DHºf = -410,9 kJ 
 
 
• A reação é violentamente exotérmica. 
• Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos que o 
constituem. Por quê? 
• O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro ganhou 
o elétron para se transformar em Cl-. Observe: Na+ tem a 
configuração eletrônica do Ne e o Cl- tem a configuração do Ar. 
• Isto é, tanto o Na+ como o Cl- têm um octeto de elétrons circundando 
o íon central. 
 
Ligações Iônicas 
•O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual 
cada íon Na+ é circundado por 6 íons Cl-. 
•Similarmente,cada íon Cl- é circundado por seis íons 
Na+. 
•Observe que os íons são empacotados o mais 
próximo possível. 
•Observe que não é fácil encontrar uma fórmula 
molecular para descrever a rede iônica. 
 
Cloro 
Sódio 
Formação do Cloreto de Sódio (NaCl) 
Energias envolvidas na 
formação da ligação iônica 
• A formação de Na+(g) e Cl-(g) a partir de Na(g) e Cl(g) é 
endotérmica. 
• Por que a formação de Na(s) é exotérmica? 
• A reação NaCl(s)  Na+(g) + Cl-(g) é endotérmica (DH = +788 
kJ/mol). 
• A formação de uma rede cristalina a partir dos íons na fase gasosa 
é exotérmica: 
Na+(g) + Cl-(g)  NaCl(s) DH = -788 kJ/mol 
Formação do Cloreto de Sódio (NaCl) Ciclo de Born-Haber: 
Ligações Iônicas 
Energias envolvidas na 
formação da ligação iônica 
• Energia de rede: é a energia necessária para separar 
completamente um mol de um composto sólido iônico em íons 
gasosos. 
• A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos 
íons: 
 
 
 k é uma constante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas 
partículas e d é a distância entre seus centros. 
d
QQ
El
21k
Energia de rede ou reticular ou 
de coesao ou de estabilidade (U) 
Energias envolvidas na 
formação da ligação iônica 
• A energia de rede aumenta à medida que: 
• As cargas nos íons aumentam 
• A distância entre os íons diminui 
 
Ligações Iônicas 
Íons de metais de transição 
• As energias de rede compensam a perda de até três elétrons. 
• Em geral, os elétrons são removidos dos orbitais em ordem 
decrescente de n (i.e. os elétrons são removidos do 4s antes do 3d). 
 
Íons poliatômicos 
• Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga global em 
um composto contendo ligações covalentes. Por exemplo, g. SO4
2-
, NO3
-. 
Energia de rede ou reticular ou 
de coesao ou de estabilidade (U) 
• É útil conhecer a energia reticular, pois é uma indicação da solubilidade do cristal. 
Quando um sólido é dissolvido o retículo cristalino deve ser rompido, os íons 
formados são solvatados 
• Quando a energia reticular é elevada, é nescessaria uma grande quantidade de 
energia para romper o reticulo, assim a entalpia de solvataçao sera baixa, de 
modo que a substância provavelmente será insolúvel. 
Ligações Iônicas 
Solvatação do Sal de Cozinha 
Cl- Cl- 
-Cl 
-
Cl 
Cl- 
Cl
- 
a parte negativa (-) da água fica 
voltada para o cátion (Na+); 
e a positiva (+) volta-se para o ânion 
(Cl-); 
a disposição do retículo cristalino do 
NaCl é cúbica; 
cada cátion (Na+) está rodeado por 6 
ânions (Cl-) e vice-versa. 
Compostos Inorgânicos 
Cloreto de sódio é um exemplo de compostos iônicos, que contém tanto íons 
carregados positiva quanto negativamente 
De maneira geral, podemos dizer se um composto é iônico ( constituído de íons) ou 
molecular ( formado por moléculas) a partir de sua composição. Normalmente, 
cátions são íons metálicos, enquanto ânions são íons não-metálicos. 
Consequentemente, compostos iônicos são em geral combinações de metais e não-
metais, como em NaCl. Em contraste, compostos moleculares são quase sempre 
constituídos somente de não-metais, como no H2O 
A Importância do Sal na Sociedade 
 o sal (cloreto de sódio, NaCl) era, até o 
início do século XX, um 
importante conservante alimentar. A tal 
ponto chegava sua importância, que foi até 
mesmo usado como forma de pagamento 
no período romano, sendo esta a origem da 
palavra "salário”; 
 atualmente, o sal vendido comercialmente 
contém entre 20 e 60 mg de iodo na forma 
de iodato de potássio (KIO3); 
 a carência de iodo na alimentação causa, 
entre outras doenças, o bócio (conhecido 
como papo): aumento excessivo da 
glândula da tireoide. 
 
Imagem : Martin Finborud/Public Domain 
Compostos Inorgânicos 
 Três categorias de substâncias: 
• Compostos iônicos, 
• Compostos moleculares, 
• Ácidos 
Compostos inorgânicos são todas as substâncias formadas por 
átomos ou moléculas de pelo menos dois elementos diferentes, e 
que não contenha em sua estrutura átomos de carbono formando 
cadeias e ligados ao hidrogênio. Em algumas situações o 
carbono pode aparecer na estrutura do composto, mas devido a 
forma como está ligado, é considerado inorgânico, como é o caso 
de CO2 e Na2CO3. 
https://www.infoescola.com/elementos-quimicos/carbono/
https://www.infoescola.com/elementos-quimicos/hidrogenio/
Os compostos inorgânicos podem ser formados por qualquer 
elemento, mas em geral são feitos de ametais ou de hidrogênio 
e tem ligações com átomos metálicos. 
Às ligações: iônica, covalentes ou de coordenação. 
Compostos iônicos possuem elementos com diferença 
de eletronegatividade acima de 1,7 eV. 
Os compostos covalentes são formados por elementos com 
diferença de eletronegatividade abaixo de 1,7 eV (ametais 
ligados entre si ou ao hidrogênio). 
Os compostos de coordenação são moléculas constituídas 
por um ou vários ácidos de Lewis ligados a uma ou várias 
bases de Lewis. Em alguns casos, a substância possui 
ligações iônicas e covalentes na mesma molécula, como ocorre 
nos compostos de coordenação. 
Os compostos inorgânicos são divididos em ácidos, bases, 
sais e óxidos. 
 Compostos Inorgânicos 
Compostos inorgânicos de 
importância biológica 
 
 Água (H2O): a água é o composto mais importante para a 
manutenção da vida. Dissolve diversas substâncias e é a 
base de diversas reações químicas e biológicas. 
 Cloreto de sódio (NaCl): o famoso sal de cozinha é um 
mineral necessário para a manutenção da sobrevivência de 
todos os seres vivos, e está envolvido na regulação da 
quantidade de água do organismo. 
 Óxidos gasosos (CO2, SO2, SO3, NOx): são formados 
pela queima de combustíveis fósseis e pela respiração e 
estão presentes em toda atmosfera terrestre, podem 
gerar chuva ácida e prejudicar a camada de ozônio. 
 
 Os íons em compostos iônicos são arranjados em estruturas 
tridimensionais; 
 Como não existem moléculas de NaCl distintas, é possível 
escrever apenas uma fórmula mínima para essa substância; 
 De fato, somente fórmulas mínimas podem ser escritas para 
a maioria dos compostos iônicos; 
 Se conhecemos as cargas dos íons se escreve a fórmula 
mínima para um composto iônico; 
 Compostos químicos são eletricamente neutros; 
 O total de cargas positivas é igual ao total de cargas 
negativas; 
 Assim, existe um Na+ para cada Cl- (dando NaCl) um Mg2+ 
para dois Cl- (dando MgCl2) 
Compostos iônicos 
Nomenclatura de Compostos Inorgânicos 
 O ato de dar nome às substâncias é 
chamado nomenclatura química 
 para representar a fórmula de um 
composto iônico, inicialmente escrevemos 
o cátion e depois, o ânion; 
 
 para nomear os compostos iônicos, 
procedemos de forma inversa: NOME DO 
CÁTION + DE + NOME DO ÂNION 
CyAx Cx+Ay- 
 Nomes e fórmulas de compostos iônicos: 
compostos iônicos geralmente- combinações químicas de 
metais e não-metais. 
1. Íons positivos (cátions) 
a) Os cátions formados de átomos de um metal têm o mesmo 
nome do metal: Na+ íon sódio Zn2+ Al3+ íon alumínio 
b) Se um metal pode formar cátions de diferentes cargas, a 
carga positiva é indicada pelo número romano entre 
parênteses depois do nome do metal. 
Fe2+ íon ferro (II) Cu+ íon cobre (I) 
F3+ íon ferro (III) Cu2+ íon cobre (II) 
Nomenclatura de Compostos 
Inorgânicos 
Obs: Íons com diferentes cargas exibem diversas propriedades 
e cor 
 A maioria dos metais com cargas variáveis são 
metais de transição (grupos 3B a 2B), as cargas 
são indicadas pelos números romanos; 
 Os íons metálicos comuns grupo 1A (Li+, Na+, K+ 
e Cs+) e do grupo 2A ( Mg2+, Ca2+, Sr2+ e Ba2+) o 
Al3+( grupo 3A) e dois íons de metal de transição 
Ag+ (grupo 1B) e Zn2+ (grupo 2B), não tem carga 
variáveis, para esses íons as cargas não são 
mostradas quando damos nomes a esses íons 
Nomenclatura de Compostos 
Inorgânicos 
 Para distinguir entre dois íonsde um 
metal carregados diferentemente é 
adicionar a terminação –oso (carga mais 
baixa) ou –ico (carga mais alta), 
Fe2+ íon ferroso Cu+ íon cuproso 
F3+ íon ferrico Cu2+ íon cúprico 
c) Cátions formados por átomos não-metálicos têm nomes 
terminados em –ônio: 
NH4
+ íon amônio H3O
+ íon hidrônio 
 
Nomenclatura de Compostos 
Inorgânicos 
À esquerda são íons monoatômicos que não apresentam cargas variáveis 
À direita são cátions poliatômicos ( compostos por muitos átomos) ou com 
cargas variáveis. 
 
Tabela dos Cátions 
Cátion Nome Carg
a 
Família 1 
A 
Lítio, sódio, potássio, rubídio +1 
Ag+ Prata +1 
NH4
+ Amônio +1 
Família 2 
A 
Berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, 
bário 
+2 
Zn+2 Zinco +2 
Cu+2 Cobre +2 
Fe+2 Ferro II +2 
Fe+3 Ferro III +3 
Al+3 Alumínio +3 
Ni+3 Níquel +3 
Sn+4 Estanho +4 
Pt+4 Platina +4 
Fique Atento! 
 
A maioria dos elementos 
da tabela periódica são 
metais de transição e, 
como tais, possuem 
carga elétrica variável! 
Nomes e fórmulas de compostos iônicos: compostos 
iônicos geralmente- combinações químicas de metais e não-
metais. 
2. íons netativos (ânions) 
a) Ânions monoatômicos ( um átomo) têm nomes formados pela substituição 
da terminação do nome do elemento por –eto: H- íon hidreto O2- íon 
óxido( os monoânions de oxigênio e os ânions poliatômicos OH- e O2
2- não 
seguem esta regra. Utiliza-se o termo óxido, hidróxido e peróxido) N3- íon 
nitreto. 
Alguns ânions poliatômicos simples também têm seus nomes terminados 
em: 
OH- íon hidroxido CN- íon cianeto O2
2- íon peróxido 
b) Ânions poliatômicos (muitos átomos) contendo oxigênio têm seus nomes 
terminados em –ato ou ito. Esses ânions são chamados oxiânions. A 
terminação –ato é usada para a maioria dos oxiânions comuns de um 
elemento. A terminaç]ao –ito é usada para um oxiânion que tem a mesma 
carga, mas um átomo de O a menos: NO3
- íon nitrato NO2
- íon nitrito 
 SO4
2- íon sulfato SO3
2- íon sulfito 
 
 
 
Nomenclatura de Compostos 
Inorgânicos 
 Os prefixos são usados quando uma série de oxiânions de 
um elemento se amplia para quatro membros 
 per- indica 1 átomo de O a mais que o oxiânion terminado 
em –ato 
 Hipo 1 átomo de O a menos que o oxiânion terminado em 
–ito 
ClO4
- íon perclorato (um átomo de O a mais do que o 
clorato) 
ClO3
- íon clorato 
ClO2
- íon clorito (um átomo de O a menos do que o clorato) 
ClO- íon hipoclorito (um átomo de O a menos do que o 
clorito) 
 
Nomenclatura de Compostos 
Inorgânicos 
c) Ânions derivados da adição de H+ a um oxiânion 
Prefixo hidrogeno ou dihidrogeno 
CO3
2- íon carbonato 
PO4
3- íon fosfato 
HCO3- íon hidrogenocarbono 
H2PO4
- íon dihidrogenofosfato 
Método Antigo: HCO3
- íon bicarbonato 
 HSO4
- íon bissulfato 
As fórmulas dos íons cujos nomes terminam em –ito podem ser derivadas daqueles 
que terminam em –ato pela remoção de um átomo de O 
3. Compostos Iônicos 
Os nomes dos compostos iônicos consistem do nome do 
ânion seguido da preposição de e do nome do cátion 
CaCl2 cloreto de cálcio 
Al(NO3)3 nitrato de alumínio 
Cu(ClO4)2 perclorato de cobre (II) (ou perclorato cúprico) 
Nomenclatura de Compostos 
Inorgânicos 
 Nomes e fórmulas dos ácidos 
 Ácidos compostos que contêm 
hidrogênio. Substância cujas moléculas 
liberam íons hidrogênio (H+) quando 
dissolvidos em água 
 Ânion ligado a um número suficiente de 
íons H+ capazes de neutralizar ou 
balancear a carga do ânion 
Exemplo H2SO4
- 
Nomenclatura de Compostos 
Inorgânicos 
1. Ácidos derivados de ânions cujos nomes 
terminam em –eto: terminação do nome -drico 
2. Ácidos derivados de ânions cujos nomes 
terminam em –ato ou -ito: terminação do nome –ico e 
oso respectivamente. 
Nomenclatura de Compostos 
Inorgânicos 
Tabela dos Ânions 
Ânio
n 
Nome Carg
a 
Cl- Cloreto -1 
Br- Brometo -1 
I- Iodeto -1 
F- Fluoreto -1 
ClO- Hipoclorito -1 
IO3
- Iodato -1 
NO3
- Nitrato -1 
CN- Cianeto -1 
OH- Hidróxido -1 
S-2 Sulfeto -2 
SO4
2- Sulfato -2 
O-2 Óxido -2 
PO4
3- Fosfato -3 
N-3 Nitreto -3 
Nomenclatura de Compostos Inorgânicos 
 Nomes e fórmulas de compostos 
moleculares binários(dois elementos) 
 Similar ao procedimento para dar nomes aos 
compostos iônicos: 
1. O símbolo do elemento a esquerda da tabela períodica é 
escrito primeiro na fórmula, execeto quando se tem O que 
será colocado por último a menos quando combine com o 
flúor. 
Ex: Cl2O; N2O4; OF2 
Nomenclatura de Compostos 
Inorgânicos 
 Nomes e fórmulas de compostos moleculares binários(dois 
elementos diferentes) 
 Similar ao procedimento para dar nomes aos compostos iônicos: 
2. Quando os elementos estão no mesmo grupo, o símbolo do elemento 
mais baixo no grupo aparece primeiro. Ex: SO3, trióxido de enxofre. 
3. O elemento a direita na fórmula química do composto recebe a 
terminação eto seguido da preposição de. Ex: NF3 trifluoreto de 
nitrogênio 
4. Acrescenta-se o nome do elemento que aparece primeiro na fórmula 
química após a preposição. Ex: P4S10 decassulfeto de tetrafósforo 
5. Prefixos gregos são utilizados para indicar o número de átomos de cada 
elemento da fórmula química. Quando terminar em a ou o e o nome 
seguinte começa com vogal o a ou o é eliminado ( como no caso dos 
óxidos). Ex: Cl2O monóxido de dicloro; N2O4 tetróxido de dinitrogênio; 
OF2 difluoreto de oxigênio 
 
Nomenclatura de Compostos 
Inorgânicos 
Vôce não pode prever as fórmulas da maioria das 
substâncias moleculares do mesmo modo que 
você prevê as fórmulas de compostos iônicos 
Nomenclatura de Compostos 
Inorgânicos 
HCl é o cloreto de hidrogênio ( este é o nome usado para o composto puro, solução 
aquosa de HCl é chamada de ácido clorídrico). H2S é sulfeto de hidrogênio 
Ligações Iônicas 
sólidos cristalinos (duros e quebradiços) 
Estrutura Cristalinas Iônicas 
Estrutura Cristalinas Iônicas 
Estrutura Cristalinas Iônicas 
A estrutura interna dos cristais 
Resumo 
 Substâncias iônicas possuem várias 
propriedades características: Substâncias 
quebradiças; Alto ponto de fusão; em 
geral cristalina ( sólidos com superfícies 
planas, ângulos característicos entre si), 
quebram de maneira regular. 
 Forças eletrostáticas que mantêm os íons 
em arranjo tridimensional rígido e bem 
definido 
 
Polarizaçao e Covalência 
 Embora muitas combinações de metais e 
não metais tenham caracteristicas de 
compostos iônicos, existem várias exceções. 
 Quando os elétrons mais externos do ânion 
são tão fortemente atraídos para o cátion que 
um grau significativo de covalência é gerado 
na ligaçao, ou seja, a massa especifica 
eletrônica do ânion é distorcida na direção do 
cátion. Essa distorção do formato esférico do 
ânion ideal é conhecida como polarizaçao. 
Polarizabilidade 
 Espécies que efetivamente distorcem a 
distribuição eletrônica de um átomo ou ânion 
vizinho são ditas terem capacidade 
polarizadora. 
 Uma polarização muito intensa leva à 
covalência. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Polarizabilidade 
 
 As regras de Fajans evidenciam os fatores que afetam a 
polarização. O quimico Kasimir Fajans desenvolveu as 
seguintes regras para resumir os fatores que favorecem a 
polarização dos ions e, dessa forma, o aumento do caráter 
covalente: 
 Cátions pequenos e com carga elevada possuem grande 
capacidade polarizadora; ou seja, será mais polarizador se 
ele for pequeno e tiver uma carga positiva alta. 
 Ânions grandes e com carga elevada são facilmente 
polarizados; ou seja, será mais facilmente polarizado se 
ele for grande e tiver uma carga negativa alta. 
 A polarização é favorecida por cátions que não tem uma 
configuração de gás nobre.Polarizabilidade 
 Cátions que não possuem uma configuração 
de gás nobre são facilmente polarizáveis. 
 A última regra é particularmente importante 
para os elementos do bloco d. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Uma medida do poder polarizador de um cátion é a 
densidade de carga. A densidade de carga é a carga do 
íon ( o numero de unidades de carga vezes a carga do 
próton em coulombs) dividido pelo volume do íon. Por 
exemplo, o íon sódio tem uma carga de 1+ e um raio 
iônico de 116 pm (usamos o raio em milimetros para 
obter um valor de densidade de carga sem expoente). 
Assim 
Densidade de carga: 1x(1,60x10-19 C ) : 24 C.mm-3 
 (4/3) xx (1,16x10-7 mm)3 
 
O íon aluminio tem densidade de carga de 364 C.m-3 
Mais polarizador 
Favorece um caráter covalente às suas ligações 
 A grande maioria das substâncias químicas 
não tem as características de materiais 
iônicos. 
Ex: H2O gases, líquidos ou sólidos com 
baixo ponto de fusão 
Gasolina vaporizam-se rapidamente 
Sacolas plásticas e parafina maleáveis 
nas formas sólidas. 
Ligação covalente 
 Substâncias químicas que não se comportam 
como substâncias iônicas: Modelo diferente 
para a ligação química entre os átomos. 
 G.N. Lewis inferiu que os átomos poderiam 
adquirir uma configuração eletrônica de gás 
nobre pelo compartilhamento de elétrons 
com outros átomos. 
 Uma ligação química formada desse modo é 
chamada ligação covalente 
Ligação covalente 
 
• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder 
ou ganhar um elétron para formar um octeto. 
• Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de 
elétrons para que cada um atinja o octeto. 
• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química. 
• Por exemplo: H + H  H2 tem elétrons em uma linha conectando 
os dois núcleos de H. 
Ligação covalente 
Ligação Covalente 
H2 exemplo mais simples de ligação covalente 
Ocorre interação eletrostáticas 
 Estruturas de Lewis: os símbolos de 
Lewis pode representar a formação da 
ligação covalente 
Ex: A formação da molécula de H2 
 H
.
 + H
.
 H : H 
 
 
 
Ligação covalente 
Par de elétrons ligantes 
Par de elétrons compartilhados 
entre os átomos 
pares de elétrons não 
 compartilhados 
(par de pontos 
 Para os não-metais, o número de valência em 
um átomo neutro é o mesmo do número do grupo. 
Ex: 7A como F formariam uma ligação covalente 
para atingir um octeto 
6A, como O, formariam duas ligações covalentes 
5A, como o N formariam três ligações covalentes 
4A, comoC, formariam quatro ligações covalentes 
Obs: O modelo de Lewis tem êxito em expplicar as composições de muitos compostos 
de não-metais, nos quais as ligações covalentes predominam 
Ligação covalente 
Ligações múltiplas 
• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre 
dois átomos (ligações múltiplas): 
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2); 
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2); 
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2). 
• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que 
o número de pares de elétrons compartilhados aumenta. 
Ligação covalente 
 
• Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados. 
 Ex: Cl2 ou N2 (átomos idênticos) 
• O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente 
não significa compartilhamento igual daqueles elétrons. 
• Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão 
localizados mais próximos a um átomo do que a outro. 
• O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações 
polares. 
 
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade 
Polaridade de ligação ajuda a descrever o compartilhamento de elétrons 
entre os átomos; 
Ligação covalente apolar os elétrons estão igualmente compartilhados 
entre dois átomos; 
Ligação covalente polar um dos átomos exerce maior atração pelos elétrons 
ligantes que o outro.Se a diferença for muito grande, uma ligação iônica é 
formada. 
 Eletronegatividade e polaridade de ligação 
• A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da 
polaridade de ligação: 
• as diferenças de eletronegatividade próximas a zero resultam em 
ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual 
ou quase igual); 
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em 
ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons 
desigual); 
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em 
ligações iônicas (transferência de elétrons). 
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade 
Polaridade das ligações Covalentes 
Eletronegatividade 
• Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons 
para si em certa molécula . 
• Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 
(Cs) a 4,0 (F). 
• A eletronegatividade aumenta: 
• ao logo de um período e 
• ao descermos em um grupo. 
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade 
Usamos essa grandeza para estimar se determinada ligação será covalente 
apolar, covalente polar ou iônica 
Eletronegatividade e polaridade de ligação 
• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação. 
• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é 
representada por + e o polo negativo por -. 
 
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade 
Momentos de dipolo 
• Considere HF: 
• A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar. 
• Há mais densidade eletrônica no F do que no H. 
• Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da molécula, 
chamamos o HF de um dipolo. 
• O momento de dipolo, m, é a ordem de grandeza do dipolo: 
 
 
 onde Q é a grandeza das cargas. 
• Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D)= 3,34x10-30 
coloumb metros (Cm). 
Qrm
Polaridade da ligação e eletronegatividade 
Um dipolo é produzido 
O tamanho do dipolo é dado pelo 
momento de dipolo m 
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos. 
2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais 
átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples. 
3.Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central. 
4. Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central. 
5. Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um 
octeto, tente ligações múltiplas. 
Desenhando as estruturas de Lewis 
 As formulas químicas são geralmente escritas na ordem nas quais os 
átomos estão ligados na molécula ou íon, como HCN 
 Quando um átomo central (menos eletronegativo) tem um grupo de outros 
átomos ligados a ele , o átomo central normalmente é escrito primeiro CO3
2- 
 
Monoânios de oxigênio e os ânions poliatômicos OH- e O2
-2 não seguem essa regra. 
Utiliza-se óxido O2
-, hidróxido OH- e peróxido O2
-2 
Carga formal 
• É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis obedecendo-
se a regra do octeto para todos os átomos. 
• Para determinar qual estrutura é mais razoável, usamos a carga 
formal. 
• A carga formal é a carga que um átomo teria em uma molécula se 
todos os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade. 
Desenhando as estruturas 
de Lewis 
Carga formal (CF) 
Carga formal (CF) 
Carga formal 
• Para calcular a carga formal: 
• Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) são 
atribuídos ao átomo no qual estão localizados. 
• Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo em uma 
ligação. 
• A carga formal é: 
os elétrons de valência – o número de ligações – os elétrons de um 
único par 
Desenhando as estruturas 
de Lewis 
Carga formal 
• Considere: 
 
• Para o C: 
• Existem 4 elétrons de valência (pela tabela periódica). 
• Na estrutura de Lewis, existem2 elétrons não-ligantes e 3 da 
ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis. 
• Carga formal: 4 - 5 = -1. 
Desenhando as estruturas 
de Lewis 
C N
Carga formal 
• Considere: 
 
 
• Para o N: 
• Existem 5 elétrons de valência. 
• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da ligação tripla. 
Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis. 
• Carga formal = 5 - 5 = 0. 
 
• Escrevemos: 
C N
C N
Desenhando as estruturas 
de Lewis 
Carga formal 
Estruturas de ressonância 
• Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas de 
Lewis. 
• Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas podem ter 
estruturas similares às ligações múltiplas entre diferentes pares de 
átomos. 
Desenhando as estruturas 
de Lewis 
Desenhando as estruturas 
de Lewis 
Estruturas de ressonância 
• As estruturas de ressonância são tentativas de representar uma 
estrutura real, que é uma mistura entre várias possibilidades 
extremas. 
 
Desenhando as estruturas 
de Lewis 
• Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas ligações idênticas, 
ao passo que a estrutura de Lewis requer uma simples (mais longa) 
e uma ligação dupla (mais curta). 
O
O
O
• Exemplo: no ozônio, as possibilidades extremas têm uma ligação 
dupla e uma simples. A estrutura de ressonância tem duas ligações 
idênticas de caráter intermediário. 
 
 
 
Exemplos comuns: O3, NO3
-, SO4
2-, NO2 e benzeno. 
 
 
 
 
O
O
O
O
O
O
Ressonância no benzeno 
• O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel 
hexagonal. Cada átomo de C está ligado a dois outros átomos de 
C e um átomo de hidrogênio. 
• Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de 
C. 
 
 
 
• A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as ligações 
C-C têm o mesmo comprimento. 
• Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano. 
 
Desenhando as estruturas 
de Lewis 
Ressonância no benzeno 
• Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno de tal 
forma que haja ligações simples entre cada par de átomos de C e 
os seis elétrons adicionais estejam deslocalizados por todo o anel: 
 
 
 
 
 
 
• O benzeno pertence a uma categoria de moléculas orgânicas 
chamada de compostos aromáticos (devido ao seu cheiro). 
Desenhando as estruturas 
de Lewis 
 
• Existem três classes de exceções à regra do octeto: 
• moléculas com número ímpar de elétrons; 
• moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou 
seja, moléculas deficientes em elétrons; 
• moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou 
seja, moléculas com expansão de octeto. 
 
Número ímpar de elétrons 
• Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO2, NO e NO2 
têm um número ímpar de elétrons. 
Exceções à regra do octeto 
Deficiência em elétrons 
• Relativamente raro. 
• As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos 
dos Grupos 1A, 2A, e 3A. 
• O exemplo mais típico é o BF3. 
• As estruturas de Lewis nas quais existe uma ligação dupla B—F 
são menos importantes que aquela na qual existe deficiência de 
elétrons. 
 
Exceções à regra do octeto 
Expansão do octeto 
• Esta é a maior classe de exceções. 
• Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um 
octeto. 
• Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o suficiente em 
energia para participarem de ligações e receberem a densidade 
eletrônica extra. 
• As moléculas NCl5 e OF4, não existem 
• Tamanho do átomo central 
• Ocorre em geral quando F, Cl e O são os atómos circundantes 
Exceções à regra do octeto 
Algumas vezes você pode ver estruturas de Lewis com 
expanção dos octetos mesmo que essas estruturas possam 
ser escritas com um octeto. 
Por exemplo, considere as seguintes estruturas de Lewis 
para o íon fosfato, PO4
3- 
 
• A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é 
denominada entalpia de dissociação de ligação, D. Isto é, para a 
molécula de Cl2, a D(Cl-Cl) é dada pelo DH para a reação: 
 Cl2(g)  2Cl(g) DH =E (Cl-Cl)= 242 kJ 
 
• Quando mais de uma ligação é quebrada: 
CH4(g)  C(g) + 4H(g) DH = 1660 kJ 
 
• A entalpia de ligação é uma fração do DH para a reação de 
atomização: 
D(C-H) = ¼ DH = ¼(1660 kJ) = 415 kJ 
 
• As entalpias de ligação podem tanto ser positivas como negativas. 
 
Forças das ligações 
covalentes 
• Podemos usar as entalpias de ligação para calcularmos a entalpia 
para uma reação química. 
• Admitimos que em qualquer reação química as ligações precisam 
ser quebradas para que novas ligações sejam formadas. 
• A entalpia da reação é dada pela soma das entalpias de ligações 
quebradas menos a soma das entalpias das ligações formadas. 
 
 
Entalpias de ligação e 
entalpias de reação 
 Entalpias de ligação e 
entalpias de reação 
 
• Ilustramos o conceito com a reação entre o 
metano, CH4, e o cloro: 
• CH4(g) + Cl2(g)  CH3Cl(g) + HCl(g)
 DHrxn = ? 
 
Forças das ligações 
covalentes 
Forças das ligações 
covalentes 
Entalpias de ligação e entalpias de reação 
• Nessa reação, uma ligação C-H e uma ligação Cl-Cl são 
quebradas enquanto uma ligação C-Cl e uma ligação H-Cl são 
formadas. 
 
 
• A reação como um todo é exotérmica, o que significa que as 
ligações formadas são mais fortes do que as ligações quebradas. 
• O resultado acima é consistente com a lei de Hess. 
          
kJ 104
Cl-HCl-CCl-ClH-C
-
-D DDDDHrxn
Forças das ligações 
covalentes 
Entalpia de ligação e comprimento 
de ligação 
• Sabemos que as ligações múltiplas são mais curtas do que as 
ligações simples. 
• Podemos mostrar que as ligações múltiplas são mais fortes do que 
as ligações simples. 
• Quando o número de ligações entre os átomos aumenta, os átomos 
são mantidos mais próximos e mais firmemente unidos. 
Características dos Metais 
Ligação Metálica 
 ELEMENTOS ELETROPOSITIVOS (METÁLICOS) + „ELEMENTOS ELETROPOSITIVOS 
(METÁLICOS) 
 OCORREM EM METAIS SÓLIDOS, ARRANJO ATÔMICO É BASTANTE COMPACTO, 
ELÉTRONS DE VALÊNCIA SÃO ATRAIDOS POR NÚCLEOS VIZINHOS ⇒FORMAÇÃO DE 
NUVENS ELETRÔNICAS 
LIGAÇÃO METÁLICA 
Modelo do mar de elétrons 
Ligas Metálicas 
LIGAÇÃO METÁLICA 
 As Ligas metálicas são soluções sólidas resultante da adição de átomos 
de impurezas (soluto) a um metal (solvente). 
O tipo de solução formada depende: 
- natureza química dos elementos envolvidos; 
- tamanhos relativos dos átomos envolvidos. 
As soluções sólidas podem ser de dois tipos: 
-Soluções substitucionais; 
-Soluções intersticiais. 
 
LIGAÇÃO METÁLICA 
Condutores, Isolantes e Semicondutores 
Nos condutores elétricos (metais a banda de valência está ou apenas 
parcialmente preenchida ou existe uma sobreposição das bandas de valência 
de condução 
Dois métodos pelos quais pode ocorrer condução: a) orbitais moleculares metálicos no 
lítio mostrando uma banda semipreenchida. b) orbitais moleculares metálicos no 
berílio mostrando bandas sobrepostas 
 
 
 
A ligação covalente que mantém uma molécula unida é uma força 
intramolecular. 
A atração entre moléculas é uma força intermolecular. 
Forças intermoleculares são muito mais fracas do que as forças 
intramoleculares (por exemplo, 16 kJ mol-1 versus 431 kJ mol-1 
para o HCl). 
Quando uma substância funde ou entra em ebulição, forças 
intermoleculares são quebradas (não as ligações covalentes). 
Forças intermoleculares 
Forças intermoleculares 
 Forças íon-dipolo 
A interação entre um íon e um dipolo (por exemplo, água). 
A mais forte de todas as forças intermoleculares. 
Forças intermoleculares 
 Forças dipolo-dipolo 
As forças dipolo-dipolo existem entre moléculas polares neutras. 
As moléculas polares necessitam ficar muito unidas. 
Mais fracas do que as forças íon-dipolo. 
Há uma mistura de forças dipolo-dipolo atrativas e repulsivas quando 
as moléculas se viram. 
Se duas moléculas têm aproximadamente a mesma massa e o mesmotamanho, as forças dipolo-dipolo aumentam com o aumento da 
polaridade. 
Forças intermoleculares 
Forças dipolo-dipolo 
 Forças dipolo-dipolo 
Forças intermoleculares 
Forças de dispersão de London 
A mais fraça de todas as forças intermoleculares. 
É possível que duas moléculas adjacentes neutras se afetem. 
O núcleo de uma molécula (ou átomo) atrai os elétrons da molécula 
adjacente (ou átomo). 
Por um instante, as nuvens eletrônicas ficam distorcidas. 
Nesse instante, forma-se um dipolo (denominado dipolo instantâneo). 
Forças intermoleculares 
Um dipolo instantâneo pode induzir outro dipolo instantâneo em uma 
molécula (ou átomo) adjacente. 
As forças entre dipolos instantâneos são chamadas forças de 
dispersão de London. 
 
Forças de dispersão de London 
 Forças de dispersão de London 
Polarizabilidade é a facilidade com que a distribuição de cargas em 
uma molécula pode ser distorcida por um campo elétrico externo. 
Quanto maior é a molécula (quanto maior o número de elétrons) mais 
polarizável ela é. 
As forças de dispersão de London aumentam à medida que a massa 
molecular aumenta. 
Existem forças de dispersão de London entre todas as moléculas. 
As forças de dispersão de London dependem da forma da molécula. 
Forças intermoleculares 
Quanto maior for a área de superfície disponível para contato, 
maiores são as forças de dispersão. 
As forças de dispersão de London entre moléculas esféricas são 
menores do que entre as moléculas com formato de lingüiça. 
 
Forças intermoleculares 
 Forças de dispersão de London 
 Ligação de hidrogênio 
Caso especial de forças dipolo-dipolo. 
A partir de experimentos: os pontos de ebulição de compostos com 
ligações H-F, H-O e H-N são anomalamente altos. 
Forças intermoleculares são anomalamente fortes. 
Forças intermoleculares 
A ligação de H necessita do H ligado a um elemento eletronegativo 
(mais importante para compostos de F, O e N). 
–Os elétrons na H-X (X = elemento eletronegativo) encontram-se 
muito mais próximos do X do que do H. 
–O H tem apenas um elétron, dessa forma, na ligação H-X, o H + 
apresenta um próton quase descoberto. 
–Conseqüentemente, as ligações de H são fortes. 
 Ligação de hidrogênio 
Forças intermoleculares 
 Alto ponto de fusão 
 Alto calor específico 
 Alto calor de vaporização 
 
 Ligação de hidrogênio 
As ligações de hidrogênio são responsáveis pela: 
– Flutuação do gelo 
Os sólidos são normalmente mais unidos do que os líquidos; 
Portanto, os sólidos são mais densos do que os líquidos. 
O gelo é ordenado com uma estrutura aberta para otimizar a 
ligação H. 
Conseqüentemente, o gelo é menos denso do que a água. 
Na água, o comprimento da ligaçao H-O é 1,0 Å. 
O comprimento da ligação de hidrogênio O…H é 1,8 Å. 
O gelo tem águas ordenadas em um hexágono regular aberto. 
Cada + H aponta no sentido de um par solitário no O. 
Forças intermoleculares 
Forças intermoleculares 
Teorias das Ligações 
Químicas 
Modelo RPENV 
ou 
VSEPR Teoria da 
ligação de 
valência 
Teoria dos 
Orbitais 
moleculares 
 
• As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas 
nos mostram o número e os tipos de ligações entre os átomos. 
• A forma espacial de uma molécula é determinada por seus 
ângulos de ligação. 
• Considere o CCl4: no nosso modelo experimental, verificamos que 
todos os ângulos de ligação Cl-C-Cl são de 109,5. 
• Conseqüentemente, a molécula não pode ser plana. 
• Todos os átomos de Cl estão localizados nos vértices de um 
tetraedro com o C no seu centro. 
Formas espaciais 
moleculares 
Geometria molecular 
Geometria molecular 
Repulsão de Elétrons da Camada 
de Valência-RPECV ou VSPER 
relaciona as geometrias moleculares com base nas repulsões entre os domínios de 
elétrons, que são regiões ao redor de um átomo central nas quais os elétrons são 
prováveis de ser encontrados. 
REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS E GEOMETRIA MOLECULAR 
Método VSEPR: Quando numa moléculas os átomos unem-se, 
orientam-se de maneira a minimizar as repulsões entre elétrons . 
As forças repulsivas decrescem bruscamente com o 
aumento do ângulo entre os pares. 
90º > 120º > 180º 
 A magnitude na repulsão entre pares depende do fato 
dos pares eletrônicos estarem compartilhados ou livres. 
Átomo 
ligado 
Átomo 
ligado 
Átomo 
central 
Distância longa 
entre pares: 
repulsão fraca 
Átomo 
central 
Distância curta 
entre pares: 
repulsão forte 
Átomo 
ligado 
Átomo 
central 
Distância 
intermediária entre 
pares: repulsão 
intermediária 
• Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de 
valência se repelem e, conseqüentemente, a molécula assume 
qualquer geometria 3D que minimize essa repulsão. 
• Denominamos este processo de teoria de Repulsão do Par de 
Elétrons no Nível de Valência (RPENV). 
• Existem formas simples para as moléculas AB2 e AB3. 
Formas espaciais 
moleculares 
 
• Existem cinco geometrias fundamentais para a forma molecular: 
Formas espaciais 
moleculares 
 
• Ao considerarmos a geometria ao redor do átomo central, 
consideramos todos os elétrons (pares solitários e pares ligantes). 
• Quando damos nome à geometria molecular, focalizamos somente 
na posição dos átomos. 
Formas espaciais 
moleculares 
• Para se determinar a forma de uma molécula, fazemos: 
 a distinção entre pares de elétrons solitários (ou pares não-
ligantes, aqueles fora de uma ligação) e pares ligantes (aqueles 
encontrados entre dois átomos). 
• Definimos o arranjo eletrônico pelas posições no espaço 3D de 
TODOS os pares de elétrons (ligantes ou não ligantes). 
• Os elétrons assumem um arranjo no espaço para minimizar a 
repulsão e--e-. 
Modelo RPENV 
Modelo RPENV 
 Número estérico e orientação do par eletrônico. 
Primeiro passo do método VSEPR é escrever a estrutura de Lewis e quantos 
pares de elétrons estão localizados ao redor do átomo central. 
 
• Para determinar o arranjo: 
• Desenhe a estrutura de Lewis, 
• conte o número total de pares de elétrons ao redor do átomo 
central, 
• ordene os pares de elétrons em uma das geometrias acima para 
minimizar a repulsão e--e- e conte as ligações múltiplas como 
um par de ligação. 
 
O número total de pares 
elétrons (compartilhados 
ou não) ao redor do 
átomo central chama-se 
número estérico 
Para o número estérico 4  
geometria quadrado planar 
(ângulos são de 90º entre si) 
Tetraédrica os ângulos são de 
109,50 e a repulsão é menor 
entre os pares de elétrons. 
Número estérico 4 
1 par de elétrons 
livres 
2 pares de elétrons 
livres 
Tetraédrico 
Piramidal 
Angular 
Estrutura Descrição Exempl
o 
Número estérico 5 
1 par de elétrons 
livres 
2 pares de elétrons 
livres 
3 pares de elétrons 
livres 
Gangorr
a 
Bipirâmid
e 
trigonal 
Forma 
de T 
Linear 
Exempl
o 
Estrutur
a 
Descrição 
Número estérico 6 
1 par de elétrons 
livres 
2 pares de elétrons 
livres 
Octaédric
a 
Pirâmide 
de base 
quadrada 
Quadrado
- planar 
Descrição Estrutura Exemplo 
Previsão da Geometria 
Molecular 
O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações 
múltiplas nos ângulos de ligação 
• Determinamos o arranjo observando apenas os elétrons. 
• Damos nome à geometria molecular pela posição dos átomos. 
• Ignoramos os pares solitários na geometria molecular. 
• Todos os átomos que obedecem a regra do octeto têm arranjos 
tetraédricos. 
 
Modelo RPENV 
 
No nosso modelo experimental, o ângulo de ligação H-X-H diminui ao passarmos 
do C para o N e para o O: 
 
 
 
• Como os elétrons em uma ligação são atraídos por dois núcleos, eles não se 
repelem tanto quanto os pares solitários. 
• Conseqüentemente, os ângulos de ligação diminuem quando o número de pares 
de elétrons não-ligantes aumenta. 
 
104.5O107O
N
HHH
C
H
HHH
109.5O
O
HH
 O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações 
múltiplas nos ângulos de ligaçãoModelo RPENV 
 O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações 
múltiplas nos ângulos de ligação 
• Da mesma forma, os elétrons nas ligações múltiplas se repelem 
mais do que os elétrons nas ligações simples. 
 
C O
Cl
Cl
111.4o
124.3o
Modelo RPENV 
 Moléculas com níveis de valência 
expandidos 
• Os átomos que têm expansão de octeto têm arranjos AB5 (de 
bipirâmide trigonal) ou AB6 (octaédricos). 
• Para as estruturas de bipirâmides trigonais existe um plano 
contendo três pares de elétrons. O quarto e o quinto pares de 
elétrons estão localizados acima e abaixo desse plano. 
• Para as estruturas octaédricas, existe um plano contendo quatro 
pares de elétrons. Da mesma forma, o quinto e o sexto pares de 
elétrons estão localizados acima e abaixo desse plano. 
Modelo RPENV 
Para minimizar a repulsão e--e- , os pares solitários são sempre 
colocados em posições equatoriais. 
• Quando existe uma diferença de eletronegatividade entre dois 
átomos, a ligação entre eles é polar. 
• É possível que uma molécula que contenha ligações polares não 
seja polar. 
• Por exemplo, os dipolos de ligação no CO2 cancelam-se porque o 
CO2 é linear. 
Forma molecular e 
polaridade molecular 
 
• A polaridade como um todo de uma molécula depende de sua 
geometria molecular. 
Forma molecular e 
polaridade molecular 
⇢ Moléculas nas quais o átomo central é rodeado simetricamente por átomos 
idênticos são apolares. 
⇢ Moléculas do tipo ABn nas quais todos os átomos B são iguais, devem resultar 
em moléculas apolares mesmo que as ligações individuais sejam polares. 
 Fomas moleculares simétricas: Linear (AB); Angular (AB2); 
Trigonal plana (AB3); Tetraédrica (AB4) 
Polaridade de Ligações 
159 
Momento de Dipolo 
Polaridade de Ligações 
160 
Momento de Dipolo 
161 
1. Sobre as seguintes geometrias moleculares, assinale V ou F. 
 
( ) CO2 é apolar,μ= 0 
( ) H2O e BF3 são polares,μ≠ 0 
( ) NH3 e H2O são polares 
( ) NH3 e BF3 são apolares 
( ) BF3 e CO2 são apolares 
Exercício 
Geometria Molecular 
e Polaridade 
Exercício 
Polaridade das Moléculas 
Resumo de Ligações Simples