O documento discute os principais tipos de ligações químicas (iônica, covalente e metálica), forças intermoleculares e geometria molecular. É explicado que as ligações químicas determinam como os átomos se ligam e as forças intermoleculares mantêm unidas moléculas com ligações covalentes. A geometria molecular descreve como os átomos estão arranjados espacialmente nas moléculas.

1. Ligações Químicas
Forças Intermoleculares
Geometria Molecular
Prof Carlos Priante
AULA 3

2. Ligações químicas
 As ligações químicas explicam como,
quando e onde vão parar estes
elétrons que são ganhos ou perdidos
pelos átomos.
 São três principais:
Iônica
Covalente

3. Ligação Iônica
 Ocorre pela atração de força natural entre um
átomo de carga + com outro de carga –,
 Deste modo cátions e ânions permanecem
unidos equilibrando seus excessos e falta de
elétrons na ultima camada.
 Por envolver cátions e ânions, normalmente
ocorre entre metais e nãometais. O metal
transfere elétrons para o nãometal.
 NaCl
 CaO
 MgF

4.  As substâncias iônicas têm pelo menos uma ligação
iônica.
 Exemplo:
NaCl (cloreto de sódio)
NaNO2 (nitrito de sódio)
 As substâncias iônicas têm elevados pontos de
ebulição e fusão; muitas delas, ao serem dissolvidas
na água, têm os seus íons separados por ação da
água num processo chamado dissociação iônica;
 conduzem corrente elétrica em solução aquosa.

5. Ligação Covalente
 Os átomos também podem completar sua
última camada compartilhando elétrons.
 Os elétrons compartilhados irão circular pela
eletrosfera dos dois átomos.

6.  As substâncias moleculares são formadas
exclusivamente por ligações covalentes.
 Em geral, tem baixa temperatura de ebulição
e de fusão.
 A maioria delas não conduz eletricidade em
solução aquosa. .
 Exemplos:
água (H2O)
amoníaco (NH3)
CO2

7. Ligação Covalente Dativa
 O par de elétrons compartilhados é proveniente apenas de
um dos átomos que já está estável.
 Antigamente, esse tipo de ligação covalente era chamado
de dativa, hoje ela é mais comumente denominada
de coordenada.

9.  Ligação C. Simples: Compartilham apenas 1
e EX. H-H
 Ligação C. Dupla: Compartilham dois pares
de e. Ex O O
 Ligação C. Tripla: Compartilham 3 pares de
e. Ex: N N
 Ligação C. Normal: Os par de elétrons
compartilhados é formado por 1e de cada um
dos átomos
 Ligação C. Polar e Apolar: Aula de
Propriedades Periódicas e Aperiódicas

11. Ligação Metálica
 Ocorre entre metais...... Metais são cátions e possuem carga
positiva, então como ligar dois átomos + que se repelem
naturalmente ?
 Os elétrons da ultima camada dos metais (liberados para se
estabilizarem) estão em sua forma livre e circulam em uma
“nuvem” em volta dos cátions próximos mantendo a
estabilidade.
 Estes elétrons livres não permanecem ligados a nenhum
átomo, apenas circulam livres.
 Ex:
 bronze (cobre + estanho)
 aço comum (ferro + 0,1 a 0,8% de carbono)

12.  As substâncias metálicas são formadas exclusivamente por
ligações metálicas.
 Estas têm uma forte força de coesão e variáveis pontos de
ebulição.
 São boas condutoras da eletricidade. Isto deve-se ao fato de
nos metais existirem elétrons com grande mobilidade .
 Exemplos:
Ferro (Fe),
Prata (Ag),
Ouro (Au),
Alumínio (Al).

13. Forças Intermoleculares
 Os sólidos iônicos estão unidos por causa da
forte atração entre seus íons cátions e seus íons
ânions.
 A maioria dos metais são sólidos a temperatura
ambiente por causa da ligação metálica.
 As substâncias que tem ligações covalentes
podem ser, em temperatura ambiente, sólida,
liquida ou gasosa.
 Isto mostra que as interações entre estas
moléculas podem ser maiores ou menores.

14.  Existem três tipos de interações
intermoleculares. Elas servem somente para
as substâncias que possuem ligações
covalentes.
São elas:
- Pontes de Hidrogênio ou Ligações de
Hidrogênio;
- Forças dipolo-dipolo, dipolo-permanente ou
dipolar;
- Forças de London, Forças de Van der Waals
ou dipolo-induzido.

15. Pontes de Hidrogênio
 É realizada sempre entre o hidrogênio e um átomo
mais eletronegativo, como flúor, oxigênio e nitrogênio.
 Podem ser encontrados no estado sólido e liquido.
 H-F, H-O e H-N: É a ligação mais forte de todas, devida
à alta eletropositividade do hidrogênio e à alta
eletronegatividade do flúor, oxigênio e nitrogênio.
 De um lado, um átomo muito positivo e do outro, um
átomo muito negativo. Isto faz com que a atração entre
estes átomos seja muito forte. Por isso, em geral são
sólidos ou líquidos.
 Exemplos:
H2O, HF, NH3

16. Dipolo-Dipolo
 É menos intensa que as pontes de hidrogênio.
 Quando a molécula é polar, há de um lado um átomo
mais eletropositivo e do outro, um átomo mais
eletronegativo.
 Estabelece-se de modo que a extremidade negativa do
dipolo de uma molécula se oriente na direção da
extremidade positiva do dipolo de outra molécula.
Assim:
 Exemplos:
HCl, HBr, H2S, CO, SO2

17. Força de Van der Waals
 É a interação mais fraca de todas e
ocorre em moléculas apolares.
 Neste caso, não há atração elétrica
entre estas moléculas.
 Deveriam permanecer sempre
isolados e é o que realmente
acontece porque, em temperatura
ambiente, estão no estado gasoso.

18.  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.
 Esta molécula estará, portanto,
momentaneamente polarizada e por indução
elétrica, ira provocar a polarização de uma
molécula vizinha (dipolo induzido), resultando
uma fraca atração entre ambas.
 Exemplos:
Cl2, CO2.

19. Geometria Molecular
É o estudo de como os átomos estão
distribuídos espacialmente em uma
molécula.

20. Molécula Formada por Duas Espécies
A geometria será sempre linear ou digonal,
independentemente dos átomos envolvidos:
H H F F H Cl
O O C O

21. Molécula Formada por Três Espécies
A geometria será Linear se o átomo central não
apresentar par de elétrons emparelhados
disponíveis.
C OO C SS
N NO C NH

22. Molécula Formada por Três Espécies
A geometria será angular se o átomo central
apresentar par de elétrons emparelhados
disponíveis.
H
HO
H
HS
O
OS
Cl
ON

23. Moléculas Formadas por Quatro Átomos, com
Um Átomo Central.
A Geometria será trigonal plana (triangular), se o
átomo central não possuir pares de elétrons
emparelhados disponíveis.
S
O
O O
C
O
H H
120°

24. Moléculas Formadas por Quatro Átomos, com
Um Átomo Central.
A Geometria será piramidal (pirâmide trigonal), se o
átomo central apresentar par de elétrons emparelhados
disponíveis.
N
H
H
H
N
Cl
Cl
Cl

25. Moléculas Formadas por Cinco Átomos, com
Presença de Um Átomo Central
A geometria será sempre tetraédrica,
independentemente dos átomos envolvidos.
C
H
H
H
H
C
H
Cl
Cl
Cl
109° 28’

26. Linear
Angular
Trigonal
Piramidal
Hexaédrica
Tetraédrica
Octaédrica

28. Dúvidas ????