O documento discute os principais conceitos de ligação química, incluindo: 1) a regra do octeto e como ela explica a formação de ligações covalentes; 2) a geometria molecular e como a teoria VSEPR prevê a geometria baseada na disposição dos pares de elétrons; 3) a polaridade molecular que resulta quando há diferença na eletronegatividade dos átomos ligados.

1. Ligações Químicas
Prof. José Roberto

2. Diamantes convertidos a grafite pela ação de raios laser.
A estrutura formada pelas ligações covalentes foi
alterada pela energia da emissão do laser.

3. Temperaturas de Fusão e Ebulição
• Os modelos de ligação são importantes para
explicar as diversas propriedades que os
compostos apresentam;
• A temperatura de fusão e ebulição de um
material está diretamente ligada a intensidade
da força de atração de suas partículas.

5. Regra do Octeto para ligações
covalentes
• Na camada de valência dos não metais pode-se
acomodar até 8 elétrons;
• Os não metais buscam ligar-se entre si compartilhando
elétrons para alcançar a quantidade de 8 elétrons na
última camada;
• O grupo a que pertence o átomo indica a quantidade
de elétrons na camada de valência.
1A ou 1 2 A ou 2 3 A ou 13 4 A ou 14 5 A ou 15 6 A ou 16 7 A ou 17 8 A ou 18
1 elétron 2 elétrons 3 elétrons 4 elétrons 5 elétrons 6 elétrons 7 elétrons 8 elétrons
Metal Metal 3 ligações 4 ligações 3 ligações 2 ligações 1 ligação Octeto
completo

8. Carbono: Um elemento especial

11. Fulerenos e Nanotubos

12. Fulerenos e Nanotubos

14. Ligação covalente coordenada ou dativa
• Átomos que já realizaram suas ligações covalentes completando o octeto e
que possuem par de elétrons disponíveis podem “emprestar” esses pares
para outro átomo, fazendo então uma ligação covalente coordenada ou
dativa.

15. Exceções à regra do Octeto

16. Geometria Molecular
• Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos de
Valência (VSEPR – Valence Shell Electron Pair
Repulsion)

17. VSEPR
• A geometria da molécula é definida pelo
arranjo que minimiza as forças de repulsão
entre os pares de elétrons ligantes e não
ligantes do átomo central.

19. Angular: Há dois pares de elétrons
não ligantes no átomo central e a
repulsão distorce os demais átomos
ligantes
Linear: Não há pares de
elétrons não ligantes no
átomo central
Geometria de moléculas com 3 átomos

20. Geometria de moléculas com 4 átomos
Átomo central sem pares de elétrons
não ligantes
Átomo central com pares de elétrons
não ligantes

21. Geometria de moléculas com 5 átomos
• Não há pares de elétrons não ligantes

22. Polaridade das Moléculas
• Os átomos tem diferentes eletronegatividades (capacidade de atrair com mais
intensidade os elétrons);
• Nas ligações covalentes de uma molécula, átomos mais eletronegativos deslocam
os elétrons das ligações para mais próximo de si;
• Isso gera cargas parciais elétricas na molécula, ou seja, “´polos de carga positiva e
negativa”
• Nesse caso, ocorre a formação de um “dipolo” (dois polos).
• Moléculas que apresentam esse fenômeno possuem ligação covalente polar e são
chamadas de POLARES;
• Moléculas que não apresentam esse fenômeno possuem ligação covalente apolar
e são chamadas de APOLARES.

23. Regra geral de solubilidade
• Semelhante dissolve semelhante e vice-versa;
• Substâncias polares dissolvem substâncias
polares;
• Substâncias apolares dissolvem substâncias
apolares

24. Moléculas diatômicas

25. Moléculas contendo mais de dois átomos
• Apolar • Polar

26. Molécula de água e amônia -
Polares

27. Forças intermoleculares
• São chamadas “Forças de Van der Waals”
• São de natureza elétrica e acontecem em moléculas polares e apolares.
• Determinam propriedades físicas das substâncias como temperaturas de
fusão e ebulição.

28. Rompimento das forças intermoleculares e
estado físico

29. Tipos de forças intermoleculares

30. Interações dipolo-dipolo

31. Ligação de Hidrogênio

32. Ligação de Hidrogênio

33. Estados físicos da água

35. Interações dipolo-induzido ou forças de
dispersão (forças de London)

37. Temperaturas de Fusão e Ebulição de substâncias moleculares
• Moléculas Apolares

38. Aumento da superfície de contato e aumento da
Temperatura de Ebulição

39. Temperatura de ebulição e tipos de forças intermoleculares

40. Solubilidade
• Substâncias iônicas

41. Solubilidade do Etanol em Água

42. Solubilidade do Etanol em Gasolina

43. Exercícios G1 a G25
Lista de Exercícios Q1 a Q30 para
entregar