Aula de Ligações Químicas

1. Professor: Saulo Luis Capim
Disciplina: Química Geral
Agosto / 2013
Ligação química

2. 1. A importância das Ligações Químicas no nosso
cotidiano.
 As substâncias possuem características diferentes, em razão do tipo de ligação
química existente entre os átomos de seus elementos, entre outros motivos.
 Sempre que átomos ou íons estão ligados a outros átomos, dizemos que existe
uma ligação química entre eles.

3. 1. A importância das Ligações Químicas no nosso
cotidiano.
Pentaceno Nanografeno

4. As ligações químicas classificam-se em:
• ligações intramoleculares:
- ocorrem entre os átomos para formar “moléculas”;
- responsáveis pelas propriedades químicas dos compostos;
- são elas: iônica, covalente e metálica.
• ligações (ou forças) intermoleculares:
- ocorrem entre as “moléculas”;
- responsáveis pelas propriedades físicas dos compostos;
- são elas: íon-dipolo; dipolo-dipolo, dipolo-induzido e ligação de
hidrogênio.

5. 2. Ligações Químicas: Ligação Iônica, Ligação Covalente e
Ligação Metálica.
 Em 1916, Lewis descreveu uma teoria muito simples e elegante para o
esclarecimento das ligações químicas:
 Lewis, cada átomo compartilha elétrons com seus átomos vizinhos para atingir um
total de oito elétrons.
ligação simples ligação dupla ligação tripla

6. 2. Ligações Químicas: Ligação Iônica, Ligação Covalente e
Ligação Metálica.
 No caso do Be e B que apresentam menos de quatro elétrons na camada de
valência;
 No caso do PF5 que possui dez elétrons na camada de valência;
 No caso das moléculas com número ímpar de elétrons.
Excessões à regra do octeto

7. 2.1. Ligação Iônica
 Resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal.
11Na [Ne] 3s1
Na+1
[Ne]
K L M
2 8 0
17Cl [Ne] 3s2
3p5
Cl-1
[Ar]
K L M
2 8 8
Na Cl
Na+
Cl-
NaCl

8. CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS:
* são sólidos à temperatura ambiente (sólidos cristalinos);
* são duros e quebradiços;

9. * conduzem corrente elétrica quando: fundidos ou em solução;
* possuem alto ponto de fusão e de ebulição.

10. 2.2. Ligação Metálica
 É a força atrativa que mantém metais puros unidos.

11. 2.3. Ligação Covalente
 Resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmente
encontrada entre elementos não-metálicos.
C
- 4 e-
+ 4 e-
C- 4C+ 4
NÃO OCORRE
C + 4 H C
H
H
H
H ou C HH
H
H

12. • ligação covalente simples:
• ligação covalente dupla:

13. • ligação covalente tripla:
• molécula de metano:

14. ON
F
F
F
F
F
F
S
BeF F
exceções à regra do octeto:
número ímpar de elétrons
(radical livre)
mais de 8 elétrons
o caso da ligação covalente dativa ou coordenada:
menos de 8 elétrons

15. ON
2.3.1 CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS MOLECULARES:
* podem ser encontradas nos três estados físicos à
temperatura ambiente;
* ponto de fusão e ebulição, geralmente, inferiores ao das
substâncias iônicas;
* quando puras não conduzem corrente elétrica;
* algumas substâncias conduzem corrente elétrica quando
em solução (ionização);

16. 2.4 POLARIDADE DAS LIGAÇÕES:
a) Ligações Polares: entre átomos diferentes.
b) Ligação Apolar: entre átomos iguais.

17.  Qual o composto se espera formar na combinação dos seguintes pares de
elementos, indicando também o tipo de ligação formada.
 a) Ca(cálcio) e F(flúor)
 b) C(carbono) e O(oxigênio)
 c) P(fósforo) e Cl(cloro)

18. 3. Teoria de Ligação de Valência (TLV)
 Superposição: mesma região do espaço
 Maior superposição, mais forte a ligação.
 Par de elétrons: partilhado na região de superposiçào.
 Apenas 2 elétrons com spins opostos podem se superpor.

19. 3. Teoria de Ligação de Valência (TLV)
 Uma ligação é formada quando um orbital atômico de um átomo sobrepõe-se ao
orbital atômico de outro átomo.

20. 3. Teoria de Ligação de Valência (TLV)
 Quando o emparelhamento se dá através de orbitais segundo o eixo de ligação
dos átomos, as ligações denominam-se σ(Sigma).
 Os orbitais que geralmente formam ligações σ são os orbitais s e p
Formação da Ligação σ (Sigma)
Emparelhamento do spin entre dois orbitais s

21. 3. Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Formação da Ligação σ (Sigma
emparelhamento do spin entre um orbital s e outro orbital p
Emparelhamento do spin entre dois orbitais pEmparelhamento do spin entre dois orbitais p

22. 3. Teoria de Ligação de Valência (TLV)
 Quando a sobreposição dos orbitais ocorre no plano da ligação, as ligações
denominam-se π (pi).
 Os orbitais que geralmente formam ligações π são os orbitais p

23. 4. GEOMETRIA MOLECULAR:
* É a forma espacial das moléculas (orientação dos átomos no espaço);
A geometria de uma molécula pode afectar as propriedades físicas e
químicas, como o ponto de fusão, ebulição, densidade, etc.
* Primeiramente, deve-se montar a estrutura de Lewis da molécula:
• 1) Somar o número de elétrons da camada de valência de cada átomo;
• 2) Escolher o átomo central (geralmente o menos eletronegativo) e fazer
uma ligação para cada átomo ligante;
• 3) Completar o octeto dos átomos ligantes.Os pares que sobrarem são
colocados no átomo central;

24. • 4) Faça a pergunta: Todos os elementos têm o octeto completo?
• 5) Completar o octeto do átomo central, formando ligações duplas e triplas.
• 6) Se o átomo central for um elemento do 3º período em diante, observar a
hipervalência;
• 7) Determinar a geometria através da T.R.P.E.C.V.:(teoria da repulsão dos
pares de elétrons da camada de valência)
“os pares de elétrons, ligantes e não ligantes, de uma molécula se interagem e
se dispõem espacialmente de modo que a repulsão entre eles seja a menor
possível.”

25. 4.1 Teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de
valência (VSEPR)
 O modelo VSEPR fornece um método confiável de se prever as formas das
moléculas e íons poliâtomicos, bem como os ângulos entre ligações de átomos
vizinhos.

26. 5. POLARIDADE DAS MOLÉCULAS:
a) Moléculas Polares
Diatômicas: formada por átomos diferentes.Ex:
HCl, HF etc.
Molécula que sobra elétrons no átomo central.

27. Água é uma molécula polar, pois o oxigênio é mais
eletronegativo do que o hidrogênio, e, então, os
elétrons são atraídos para próximo do oxigênio.

28. b) Moléculas Apolar:
Diatômicas: formada por átomos iguais. Ex: O2, N2 etc.
Substâncias simples: O3, P4, S8 etc.
Molécula que não sobra elétrons no átomo
central.

29. O conjunto das forças intermoleculares é chamado de forças de Van der Waals.
6 Forças intermoleculares

30. Intensidade das forças intermoleculares
Dipolo
instantâneo-
-dipolo induzido
Dipolo permanente-
-dipolo permanente
Ligações de
hidrogênio
AUMENTA A INTENSIDADE DAS
FORÇAS INTERMOLECULARES
6 Forças intermoleculares

31. Moléculas polares
Ligações de hidrogênio na água
6 Forças intermoleculares

32.  Apresentam momentos de dipolo ≠ de zero.
 O átomo mais eletronegativo atrai os elétrons, surge uma carga
elétrica parcial negativa e, ao redor do átomo menos eletronegativo,
surge uma carga elétrica parcial positiva.
Moléculas polares
6 Forças intermoleculares

33.  Apresentam momento de dipolo = a zero.
 Em substâncias simples, apresentam cargas elétricas distribuídas
homogeneamente em sua extensão.
Moléculas apolares
6 Forças intermoleculares

34. Forças intermoleculares e ponto de ebulição
Mesmo tipo
de interação
Mesmo tamanho
da molécula
Massas
moleculares
próximas
Forças
intermoleculares
mais intensas
Maior
P.E.
Maior
P.E.
6 Forças intermoleculares

35. Forças intermoleculares e ponto de ebulição
Ponto de ebulição dos hidretos das famílias 4A, 5A, 6A e 7A
6 Forças intermoleculares

36. Um professor decidiu decorar seu laboratório com um “relógio de Química” no qual,
no lugar das horas, estivessem alguns elementos, dispostos de acordo com seus
respectivos números atômicos, como mostra a figura.
Indique a fórmula mínima e o tipo de ligação do composto eletricamente
neutro que é formado quando o relógio do professor marca:
a) nove horas.
b) sete horas e cinco minutos.
RESPOSTA: MgF2: ligação iônica
1EXERCÍCIOSESSENCIAIS
RESPOSTA: NH3: ligação covalente

37. (Unicamp-SP)
Observe as seguintes fórmulas eletrônicas (fórmulas de Lewis):
Consulte a Classificação Periódica dos Elementos e escreva as fórmulas
eletrônicas das moléculas formadas pelos seguintes elementos:
a) fósforo e hidrogênio.
EXERCÍCIOSESSENCIAIS 2
RESPOSTA:

38. b) enxofre e hidrogênio.
c) flúor e carbono.
EXERCÍCIOSESSENCIAIS 3
RESPOSTA:
RESPOSTA:

39. (UFC-CE)
As forças intermoleculares são responsáveis por várias propriedades físicas e
químicas das moléculas, como, por exemplo, a temperatura de fusão. Considere as
moléculas de F2, Cl2 e Br2.
a) Quais as principais forças intermoleculares presentes nessas espécies?
b) Ordene essas espécies em ordem crescente de temperatura de fusão.
RESPOSTA:
As forças intermoleculares presentes são do tipo interações de Van der
Waals (dipolo instantâneo-dipolo induzido).
EXERCÍCIOSESSENCIAIS 4
RESPOSTA:
F2, Cl2 e Br2