Ligações Químicas (1)

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Ligações Químicas
Forças Intermoleculares
Mariana Gomes
CPPF 2025
e
Na Monovalente
Cl
Monovalente Na+ Cl-
N H N
H H
H
Ligações Químicas: Entre átomos
Valência
Capacidade de um átomo de se ligar
a outro (monovalente, bivalente,
trivalente...)
1A - Metal Alcalino 7A - Halogênio
Trivalente
5A - Família do Nitrogênio
Cloreto de Sódio
Monovalente
Amônia
Teoria do Octeto
CV = 8 e-
Ligações Iônicas METAL + AMETAL
Perder e- Ganhar e-
Ca O Ca²+ O²-
Cátions e Ânions (cargas opostas - Eletrovalência);
Opostos da tabela;
Ligação Forte, em geral, Sólidos (Cristais).
Conduzem corrente elétrica apenas quando líquidos
ou em meio aquoso.
Transferência de elétrons;
2A - Metal Alcalino
Terroso
6A - Calcogênio
Óxido de cálcio
+ =
C + =H
C
H
H
H H
C CH4
H
H H
Ligação Covalente AMETAIS + AMETAIS /H
Ambos querem ganhar elétrons;
Ligação mais fraca, em geral, líquidos ou gases.
MOLÉCULAS ou Compostos moleculares
Compartilhamento de elétrons 4A - Família do
Carbono
Metano
H
só apresentam ligações covalente. Se apresentar uma
ligação iônica, já é Composto Iônico
Quanto ao número de pares de elétrons compartilhados:
Simples: 1 ligação sigma. 
Duplas: 1 sigma e 1 pi.
Triplas: 1 sigma e 2 pi. 
 H - H
O = C = O
N = N
Tipos de ligações covalentes
Covalente Dativa/ Coordenada
Trata-se não mais da ligação covalente usual, em 
que cada ligação é formada por 1 elétron de cada 
átomo, mas de uma covalência especial, na qual 
o par eletrônico é cedido apenas por um dos átomos 
da ligação (elétrons da camada de valência).
Camada de Valência Extendida
Menos
de 8 e-
Mais
de 8 e-
NO, NO2 e ClO2 7 elétrons na C.V
Ligações Metálicas
CC
C
Nuvem eletrônica ou mar de elétrons
METAL + METAL
Propriedades dos metais:
Brilho metálico;
Condutividade térmica e elétrica elevada;
Densidade elevada;
Altos pontos de fusão e ebulição;
Resistência a tração;
Maleabilidade (produzir chapas e lâminas);
Ductibilidade (produzir fios).
Ligas Metálicas
São misturas de dois ou mais elementos, sendo
pelo menos um deles um metal. As propriedades
da liga geralmente são melhores que as do metal
puro, como maior resistência, durabilidade, ou
resistência à corrosão.
Forças Intermoleculares
Entre duas moléculas, não mais entre átomos.
Polaridade das moléculas
Distribuição desigual dos elétrons (diferença de
eletronegatividade).
1. Moléculas diatômicas:
Se for feita de dois átomos diferentes, é sempre polar (se as
eletronegatividades forem diferentes). Ex.: HCl, CO.
Se for de dois átomos iguais, é apolar. Ex.: Cl2, H2
2. Verifique se os átomos ao redor do central são diferentes
Se todos os ligantes forem diferentes, há grande chance de a
molécula ser polar. Ex.: CH₃Cl
Se forem iguais, a molécula pode ser apolar, mas depende da
simetria (que está ligada à geometria). Ex.: CCl₄, CH₄.
3. Presença de pares de elétrons não ligantes no átomo central
Se o átomo central tem pares de elétrons não ligantes, a molécula
costuma ser assimétrica → polar. Ex.: NH3, H20 (Polar), CH4(apolar).
4. Moléculas orgânicas simples (com C, H, O, N, Cl...)
Se houver um grupo fortemente eletronegativo isolado (ex: OH, Cl,
NO₂), a molécula provavelmente é polar.
Se for só C e H, ou simétrica, tende a ser apolar.
Dicas para descobrir a polaridade
Forças de London
Também chamadas de interações do tipo dipolo induzido-
dipolo induzido.
Interações eletrostáticas são muito fracas.
Dipolos aparecem apenas momentaneamente, induzidos por
perturbações do meio.
Gases diatômicos: O2, O3, N2, H2, I2....
APOLAR X APOLAR
Forças dipolo-dipolo
Dipolo permanente-dipolo
Essas forças são muito mais fortes do que as anteriores.
Ligações de hidrogênio
As ligações de hidrogênio, antes chamadas pontes de hidrogênio,
acontecem somente em moléculas polares, mas que possuam átomos
muito eletronegativos F, O ou N ligados diretamente ao Hidrogênio.
Propriedades da água:
Alto ponto de ebulição/fusão.
Tensão superficial alta (Forte coesão entre moléculas).
Alta capacidade térmica (Absorve muito calor antes de mudar de Tº).
Gelo menos denso que água líquida (Estrutura aberta e estável)
Solvente universal (Interage com íons e moléculas polares).
Capilaridade / adesão-coesão
MOLÉCULA POLAR X POLAR
H
F
O
N
Interações íon-dipolo
Interações entre um íon e uma molécula e não entre duas moléculas!
Como os íons possuem carga, essas interações são as mais fortes
entre todas as já citadas. 
É por causa dessas interações que os sais são capazes de se
solubilizar.
MOLÉCULA X ÍON
Densidade: em geral, quanto mais fortes as interações, maior a densidade
da fase. Sólidos são mais densos que líquidos, que são mais densos que
gases. Exceto para a água.
Temperatura de ebulição: quanto mais as moléculas do líquido interagem
entre si, mais energia é necessário fornecer para que as interações sejam
enfraquecidas e haja a mudança de fase (maior temperatura).
Volatilidade: quanto mais fracas as interações intermoleculares, mais volátil
é a substância. (mas atenção, essa propriedade também depende do peso
molecular).
Solubilidade nos meios: polar interage com polar e apolar interage com
apolar. Por isso óleo não se mistura com água, por exemplo.
Implicações das forças
intermoleculares