1.
Ligação química
[Imagem: wikipedia.org]
Miguel Neta, janeiro de 2021
Ligações intermoleculares

2.
Ligações químicas
Entre átomos
Ligação metálica
Ligação iónica
Ligação covalente
Entre moléculas
(intermoleculares)
Ligações de
hidrogénio
Forças de van der
Walls
Dipolo - dipolo
Dipolo - dipolo induzido
Dipolo instantâneo - dipolo induzido
(Forças de London)
Ligação química - Ligações intermoleculares 2

3.
Eletronegatividade
Eletronegatividade é a capacidade que um átomo de um elemento químico tem para atrair para si os
eletrões envolvidos numa ligação química de que faça parte.
Esta propriedade está relacionada com a energia de ionização do elemento químico.
Um elemento com baixa energia de ionização tem baixa eletronegatividade.
Se é fácil retirar um eletrão a um átomo a sua capacidade de atrair eletrões é baixa.
Um elemento com alta energia de ionização apresenta um alto valor de eletronegatividade.
Se é difícil retirar um eletrão a um átomo a sua capacidade de atrair eletrões é alta.
Ligação química - Ligações intermoleculares 3

4.
Eletronegatividade
A escala de eletronegatividade mais usada foi desenvolvida por Pauling.
Aumenta ao longo de um período da Tabela Periódica.
Diminui ao longo de um grupo.
Linus Carl Pauling (1901-1994).
[Imagem: www.findagrave.com]
[Imagem: www.chromacademy.com]
Ligação química - Ligações intermoleculares 4

5.
Polaridade de uma ligação química
A diferença entre o valor de eletronegatividade de dois átomos ligados entre si define a distribuição de carga
elétrica e, por isso, a polaridade da ligação.
Modos de visualização da diferença de distribuição eletrónica
Isocontornos eletrónicos
Cada linha representa a
mesma densidade eletrónica.
[Imagem: en.wikipedia.org]
Ligação química - Ligações intermoleculares 5
Mapa de potencial eletrostático
Mapa 3D com representação das zonas
de maior e menor densidade eletrónica.
Maior abundância de eletrões [𝛿−
]
Menor abundância de eletrões [𝛿+
]

6.
Polaridade de uma ligação química
Entre dois átomos do mesmo elemento químico
Diferença de eletronegatividade nula
(nenhum deles apresenta maior capacidade de
atrair para si a nuvem eletrónica global dos dois
átomos).
⇓
A distribuição da carga elétrica é simétrica.
⇓
Ligação covalente apolar.
Exemplos: H2, O2, Cl2.
[Imagem: chemwiki.ucdavis.edu]
Ligação química - Ligações intermoleculares 6

7.
Polaridade de uma ligação química
Entre dois átomos de elementos químicos diferentes
Há uma diferença de eletronegatividade.
⇓
O átomo mais eletronegativo irá deslocar a nuvem
eletrónica para si.
⇓
Irá ser criada uma distribuição de carga elétrica
assimétrica, com maior densidade de carga negativa
junto do átomo mais eletronegativo.
(ocorrendo no outro átomo o fenómeno contrário).
⇓
Ligação covalente polar.
Exemplos: HF, NH3, H2O.
[Imagem: chemwiki.ucdavis.edu]
δ+ δ-
ou
Ligação química - Ligações intermoleculares 7

8.
Polaridade de uma ligação química
Entre dois átomos de elementos químicos diferentes
Uma maior diferença de eletronegatividade entre átomos
implica maior polaridade da ligação.
Se a diferença entre as eletronegatividades for
superior a 1,7 a ligação passa a ser de carácter iónico, e
não covalente.
[Imagem: chemwiki.ucdavis.edu]
Ligação química - Ligações intermoleculares 8

9.
Ligações intermoleculares
Acontecem entre moléculas e são devidas a
forças eletrostáticas.
Explicam porque é que estruturas moleculares
se mantém, ou não, junto de outras.
A partilha de eletrões é insignificante.
Este tipo de forças são mais fracas que as
entre átomos (metálica, covalente e iónica).
Há dois tipos de ligações intermoleculares:
Forças de van der Waals;
Ligação de hidrogénio.
Ligação química - Ligações intermoleculares 9
[Ligações intramoleculares = dentro da molécula, nas ligações covalentes]

10.
Ligações intermoleculares
Forças de van der Waals
Acontecem entre:
Moléculas polares
(dipolo-dipolo);
Moléculas polares e moléculas apolares
(dipolo-dipolo induzido);
Moléculas apolares e moléculas apolares (ou Forças de London)
(dipolo instantâneo-dipolo induzido).
Força
da
ligação
[Imagens: eng.thesaurus.rusnano.com]
Ligação química - Ligações intermoleculares 10

11.
Ligações intermoleculares
Ligação de hidrogénio
Acontecem em moléculas polares que tenham na sua
constituição grupos:
-O-H
-N-H
-F-H
São mais fortes do que as forças de van der Walls.
Ligações de
Hidrogénio
[Imagem: www.kentchemistry.com]
Ligação química - Ligações intermoleculares 11

12.
Ligações intermoleculares
Forças de van der Waals
Dipolo-dipolo Dipolo-dipolo induzido
Dipolo instantâneo-dipolo
induzido (Forças de London)
Ligações de
hidrogénio
Força da ligação
Ligação química - Ligações intermoleculares 12

13.
Miscibilidade
A miscibilidade é a capacidade de dois líquidos, ou soluções, se
misturarem ou não.
Líquidos miscíveis – líquidos que se misturam.
Líquidos imiscíveis – líquidos que não se misturam.
Esta propriedade está muito dependente das forças de ligação
intermoleculares que ocorrem entre as moléculas dos dois líquidos
em causa.
A água é miscível com substâncias que possuam moléculas polares ou
que fomentem ligações de hidrogénio.
[Imagem: www.colegioweb.com.br]
Ligação química - Ligações intermoleculares 13

14.
Miscibilidade
É possível prever a miscibilidade ou não entre duas substâncias a partir da sua maior, menor, ou inexistente
polaridade.
A geometria de uma molécula é importante para a polaridade final da estrutura.
Ligação química - Ligações intermoleculares 14
Água Etanol Acetona Hexano Xileno
(polar) (polar) (polar) (apolar) (apolar)

15.
Miscibilidade
Tubo Substância Substância Previsão
1 Água Etanol M
2 Água Acetona M
3 Água Hexano I
4 Água Xileno I
5 Etanol Acetona M
6 Etanol Hexano I
7 Etanol Xileno I
8 Acetona Hexano I
9 Acetona Xileno I
10 Hexano Xileno M
Polar
Apolar
Ligação química - Ligações intermoleculares 15
Experimental
M
M
I
I
M
I
I
M
I
M
M – miscível
I – imiscível

16.
Ligações químicas
Entre átomos
Ligação metálica
Ligação iónica
Ligação covalente
Entre moléculas
(intermoleculares)
Ligações de
hidrogénio
Forças de van der
Walls
Dipolo - dipolo
Dipolo - dipolo induzido
Dipolo instantâneo - dipolo induzido
(Forças de London)
Ligação química - Ligações intermoleculares 16

17.
Bibliografia
 J. Paiva, A. J. Ferreira, C. Fiolhais, “Novo 10Q”, Texto Editores, Lisboa, 2015.
Ligação química - Ligações intermoleculares 17