ligacoes quimicas

1. LIGAÇÕES
QUÍMICAS

2. Regra do Octeto:
Os átomos, ao se combinarem,
tenderão a adquirir a configuração do
gás nobre mais próximo, que é de oito
elétrons na última camada (octeto)
para atingir a estabilidade.

3. Exemplo:
11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 (K=2 – L=8 – M=1)
o átomo de sódio tende a ceder um elétron para se
estabilizar, formando o cátion sódio, que possui
configuração de gás nobre.
11Na+ - 1s2 2s2 2p6 (K=2 – L=8)
Observação: Alguns átomos (H, Li, Be) estabilizam-se,
segundo a configuração eletrônica gás nobre hélio (1s2).

4. Ligação Iônica ou Eletrovalente:
• Caracteriza-se pela transferência de elétrons de
um átomo que perde elétrons para outro átomo que
ganha elétrons.
•Atração eletrostática entre íons de cargas opostas
(cátion e ânion)
• Ocorre normalmente entre:
METAL e AMETAL ou
METAL e HIDROGÊNIO.

5.  Ligação entre o sódio (metal) e o cloro (ametal):
11Na - 2 - 8 – 1 (tende a ceder um elétron)
17Cl - 2 - 8 – 7 (tende a receber um elétron)

6. Na x + Clo
oo
o
o
oo
Na[ ]+ +
oo
o
o
oo
o Cl[ ]
-x
[Na]+ [Cl]-
NaCl

7. Estrutura cristalina do NaCl sólido

8.  Ligação entre o cálcio (metal) e o cloro (ametal)
20Ca - 2 - 8 - 8 - 2 ( tende a ceder 2 elétrons)
17Cl - 2 - 8 - 7 (tende a receber um elétron)
x
+ [ ] -
xCa
oo
o
o
oo
o Cl
oo
o
o
oo
o Cl
Ca[ ]
2+
+ 2
x
oo
o
o
oo
o Cl
CaCl2

9. •Método Prático para Escrever a Fórmula de um
Composto Iônico:
[ CÁTION ] [ ÂNION ]
x+ y-
xy
Família Carga dos íon
1A +1
2A +2
3A +3
5A - 3
6A - 2
7A / H - 1

10. Exemplo: Composto iônico formado pelos elementos
Alumínio (Al) e Oxigênio (O).
Al (3A) : 2 – 8 - 3 / O (6A) : 2 – 8 - 6
[ Al ]
3+
[ O ]
2-
2 3
Fórmula Molecular: Al2O3

11. • Características dos Compostos Iônicos:
 São sólidos nas condições ambiente;
 Possuem elevados pontos de fusão e ebulição;
 Conduzem a corrente elétrica quando fundidos
ou em solução aquosa, devido à presença de íons
livres.

13. Ligação Covalente ou Molecular
• Caracteriza-se pelo compartilhamento
(emparelhamento) de elétrons.
• Ocorre normalmente entre:
AMETAL e AMETAL ou
AMETAL e HIDROGÊNIO

14. Exemplos:
1- Ligação química entre 2 átomos de
cloro
17Cl : 2-8-7 (tende a receber 1e-)
o
oo
o
oo
oCl
x
Cl
x
xx
x
xx
ClCl
Fórmula
eletrônica ou
de Lewis
Fórmula estrutural
plana
Fórmula
molecular
Cl2

15. 2-Ligação química entre os átomos de carbono e oxigênio
6C : 2 - 4 ( tende a receber 4e-)
8O : 2 - 6 (tende a receber 2e-)
OCO
o
o
x
x O
x
xx
xxo
xoC
xx
xx
O
Fórmula
eletrônica ou
de Lewis
Fórmula
estrutural
plana
Fórmula
molecular
CO2

16. •Ligação Covalente Dativa ou
Coordenada:
Ocorre quando um dos átomos envolvidos já
adquiriu o octeto e dispõe de par eletrônico livre.
Este par pode ser “emprestado” para outro átomo
ou íon.

17. Exemplo: SO2 (dióxido de enxofre)
Fórmula Eletrônica Fórmula Estrutural

18. • Principais características dos
compostos moleculares:
Apresentam-se nos estados sólido, líquido e gasoso;
possuem pontos de fusão e ebulição geralmente
baixos;
Não conduzem a corrente elétrica (com algumas
exceções.
Ex: ácidos na presença de solvente ionizante (por
exemplo: água).

19. •Determinação do Caráter de uma
Ligação
Pode-se determinar o tipo de ligação através do
cálculo da diferença de eletronegatividade (E):
Ligação Iônica  E ≥ 1,7
Ligação Covalente  E < 1,7
Exemplos:
HCl → E = 3,0 - 2,1 = 0,9 - Ligação Covalente
NaCl → E = 3,0 - 0,9 = 2,1 - Ligação Iônica

20. • Polaridade de Ligações
1. Ligação Covalente Apolar:
Ocorre em ligações formadas por átomos de mesma
eletronegatividade.
Exemplo: H2
H H

21. 2. Ligação Covalente Polar:
Ocorre em ligações formadas por átomos de diferentes
eletronegatividades.
Em torno do átomo mais eletronegativo se formará uma
carga parcial negativa (-) e no átomo menos
eletronegativo se formará uma carga parcial positiva (+).
Exemplo: HCl
H Cl
+ -

22. • Vetor Momento Dipolar (  ) :
A polaridade de uma ligação é determinada através
de uma grandeza chamada momento dipolar ou
momento dipolo (  ) , que é representado por um
vetor orientado no sentido do elemento menos
eletronegativo para o mais eletronegativo (do polo
positivo para o polo negativo).
Exemplo:

23. • Ligação Metálica:
Ocorre entre átomos metálicos (metal + metal).
Como os metais possuem uma baixa
eletronegatividade, os mesmos perdem seus
elétrons muito facilmente. Esses elétrons livres
formam uma nuvem eletrônica que mantém os
íons metálicos sempre unidos formando a
chamada ligação metálica.

24. Esquema da Ligação Metálica

25. • Geometria Molecular:
Tipo de
Molécula
Geometria
X2 e XY
linear
(toda molécula biatômica é
linear)
XY2
linear
se X é da família 6A:
angular
XY3
trigona
l
plan
a
se X é da família 5A:
piramidal
XY4
tetraédrica

31. •Polaridade de Moléculas:
MOLÉCULA APOLAR  R = 0
Em uma molécula apolar o vetor momento dipolar
resultante (R ) é igual a zero.
Ex: CO2
 
O = C = O  O  C  O  r = Zero

32. MOLÉCULA POLAR  R  0
Em uma molécula polar, o vetor momento
dipolar resultante (R) é diferente de zero.
Ex: H2O
O
H H
 O  r  Zero (polar)
H H

33. • Princípio Geral da Solubilidade:
(“semelhante dissolve semelhante”)
Substâncias polares são solúveis em substâncias
polares (H2O + NH3)
e substâncias apolares são solúveis em
substâncias apolares (CH4 + I2).

34. • Forças Intermoleculares:
I- Interações Dipolo Instantâneo - Dipolo
Induzido
(Forças de Van Der Waals ou Forças de London):
São interações que ocorrem entre moléculas apolares ou
gases nobres nos estados sólido e líquido.
Exemplos: I2(s), C6H6(l), Ar(s)

36. II-Interações Dipolo - Dipolo Permanente:
São interações que ocorrem entre moléculas polares.
Exemplo: molécula do HCl

37. III- Ponte ou Ligação de Hidrogênio:

41. Intensidades das Forças Intermoleculares:
Ponte de
Hidrogênio
>
Dipolo - Dipolo
Permanente
>
Dipolo
Instantâneo -
Dipolo
Induzido

42. •Relação entre as Forças Intermoleculares e os
Pontos de Fusão e Ebulição:
Dois fatores influenciam os PF e PE das substâncias:
 O tamanho das moléculas:
Quanto maior a superfície, maior o número de interações
entre as moléculas vizinhas, o que implica em maiores PF
e PE.
 A intensidade das forças intermoleculares:
Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores
serão os PF e PE.

43. O gráfico a seguir mostra a variação dos pontos de ebulição
dos hidretos da família 6A, com o aumento dos números
atômicos (aumento do tamanho):