1.
Propriedades das Ligações
Geometria das moléculas
Teoria das Ligações Químicas
Professor Ms. Lucas Mariano da Cunha e Silva

2.
Teoria do elétron livre de Drude e Lorentz.
Metais:
possuem elevada condutibilidade térmica e
eléctrica
brilho considerável
maleabilidade e ductilidade

3.
Propriedades dos compostos iônicos
Apresentam forma definida, são sólidos nas
condições ambientes;
 Possuem altos ponto de fusão e ponto de
ebulição;
 Conduzem corrente elétrica quando dis-
solvidos em água ou fundidos.

4.
Propriedades dos compostos covalentes ou
moleculares
 Não possuem íons; possuem moléculas.
Baixa condução de corrente elétrica (exceto
grafite) quando puras. No entanto, quando em
solução aquosa, se houver formação de íons
(ionização), passam a conduzir corrente
elétrica.

5.
Propriedades dos compostos covalentes ou
moleculares
Podem ser sólidos, líquidos ou gasosos.
 Apresentam baixas temperaturas de fusão e de
ebulição (não resistem ao calor).
 Geralmente, são insolúveis em água. A
solubilidade em água vai depender da polaridade
da molécula.

6.
Forma como os átomos numa
molécula se orientam no espaço.
A geometria de uma molécula
pode afectar as propriedades
físicas e químicas, como o ponto
de fusão, ebulição, densidade,
etc.
O modelo mais simples é baseado na estruturas
de Lewis: VSEPR (valence shell electron-pair
repulsion)

7.
Modelo de Repulsão dos Pares
Eletrônicos da Camada de
Valência: a geometria de uma
molécula é determinada pela
minimização das repulsões entre
os pares de elétrons da camada de
valência.

8.
Repulsão par isolado- par isolado- par ligante-
-par isolado -par ligante -par ligante

9.
+
_
+
+
+
+
_
_
_
_
Moléculas polares orientam os seus centros de carga na
direção do campo elétrico aplicado.
F2, O2, etc.. são moléculas apolares.
HCl, NO, etc.. são moléculas polares

10.
O momento dipolar é uma grandeza vectorial e
é definido como o produto da carga, Q, pela
distância, r, entre as cargas:  = Q r.
1 D = 3,336 10-30 C.m
Molécula geometria (D)
HF linear 1.92
HBr linear 1.08
H2O angular 1.87
NH3 piramidal 1.46
SO2 angular 1.60
CO2 linear 0

11.
 É o estudo de como os átomos estão
distribuídos espacialmente em uma molécula.
 Dependendo dos átomos que a compõem.
 As principais classificações são: linear,
angular, trigonal plana, piramidal e tetraédrica.
 Para se determinar a geometria de uma
molécula, é preciso conhecer a teoria da
repulsão dos pares eletrônicos da camada de
valência.

12.
 Baseia-se na idéia de que pares eletrônicos da
camada de valência de um átomo central,
estejam fazendo Ligação química ou não, se
comportam como nuvens eletrônicas que se
repelem, ficando com a maior distância angular
possível uns dos outros.
 Uma nuvem eletrônica pode ser representada
por uma ligação simples, dupla, tripla ou
mesmo por um par de elétrons que não estão a
fazer ligação química.

13.
 HCl  HBr

14.
CO2

15.
H2O

16.
 NH3

17.
 Eletronegatividade é a tendência que o átomo
de um determinado elemento apresenta para
atrair elétrons, num contexto em que se acha
ligado a outro átomo.
F O N Cl B I S C P H Metais

18.
 Ligação covalente polar ∆ = 4,0 – 2,1 = 1,9
 δ+ δ-
H ─ Cl *Como o Cloro é mais eletronegativo, atrai para si o pólo
com carga positiva.
 Ligação covalente apolar ∆ = 2,1 – 2,1 = 0
 H ─ H * Possuem a mesma eletronegatividade.

19.
 Ligação iônica : Doação e recebimento de
elétrons. (metais com não metais) ( 1, 2 e 3
com 5, 6 e 7)
 Valores de ∆ acima de 2 indica ligação com
caráter iônico.
 KCl ∆ = 3,0 – 0,8 = 2,2 (IÔNICA)
 NaCl ∆ = 3,0 – 0,9 = 2,1 (IÔNICA)

20.
 Ligação Covalente: Compartilhamento de
pares de elétrons. (Não metais)
 Valores de ∆ abaixo de 1,5 indica ligação com
caráter predominantemente covalente.
 Cl2 ∆ = 3,0 – 3,0 = zero (COVALENTE APOLAR)
 BrCl ∆ = 3,0 – 2,8 = 0,2 (COVALENTE POLAR)
 ICl ∆ = 3,0 – 2,5 = 0,5 (COVALENTE POLAR)
 HCl ∆ = 3,0 – 2,1 = 0,9 (COVALENTE POLAR)

21.
 A polaridade de uma molécula é verificada
pelo valor do momento de dipolo
 A polaridade de moléculas com mais de dois
átomos é expressa por: (momento dipolo
resultante).
 H2 H─H geometria linear = zero Apolar
 HF H ─F geometria linear ≠ 0 Polar
 CO2 O═C ═ O geometria linear = 0 Apolar
 HCN H ─ C≡N geometria linear ≠ 0 Polar

22.
 Amônia(NH3) Polar  H2O Polar
 CH4 Apolar  HCCl3 Polar

23.
São interações que ocorrem entre moléculas
que apresentem H ligados diretamente a F, O
ou N. (EX: NH3 – H2O – F)

24.
 Ligação covalente e de
hidrogênio
 Ligação de hidrogênio
rompendo

25.
 Força de atração
entre dipolos,
positivos e negativos.
 Ex: HCl – HI – PCl3

26.
 Ocorrem em todas as substâncias polares ou
apolares
 F2, Cl2, Br2, I2, hidrocarbonetos