Aula 2 - CEFET - Campus Porto Seguro

LIGAÇÕES QUÍMICAS 

1. FUNDAMENTOS TEÓRICOS 

2. LIGAÇÃO IÔNICA: CONCEITOS, CARACTERÍSTICAS 

3. LIGAÇÃO COVALENTE: ESTRUTURAS, CONCEITOS, 

CARACTERÍSTICAS 

4. LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA 

5. LIGAÇÃO METÁLICA 

6. GEOMETRIA MOLECULAR E POLARIDADE DE MOLÉCULAS 

7. TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS DA CAMADA 

DE VALÊNCIA 

8. TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA 

9. ESTRUTURAS RESSONANTES 

10. FORÇAS INTERMOLECULARES


1. FUNDAMENTOS TEÓRICOS E SÍMBOLOS DE LEWIS 

TEORIA 

OCTETO 

ELECTRÔNICO 

Lewis 

LIGAÇÃO DE 

VALÊNCIA 

Heitler-London 

Compartilhamento de 

elétrons 

Sobreposição de orbitais 

atômicos 

GEOMETRIA 

Repulsão de elétrons na 

camada de valência 

Hibridação de orbitais 

Equilíbrio: 

atômicos 

Força de atração (A 1 + A 2 ) 

força de repulsão (R 1 + R 2 )


1. FUNDAMENTOS TEÓRICOS E SÍMBOLOS DE LEWIS 

1. Representações onde os ELÉTRONS DA CAMADA DE VALÊNCIA do átomo são 

descritos através de pontos ou cruzes; 

Estrutura Lewis 

BeH 2



Ocorre quando um ou mais elétrons são TRANSFERIDOS da CAMADA DE 

VALÊNCIA de um átomo para a camada de valência de outro átomo; 

Ocorre entre átomos que apresentam 

Baixo potencial de ionização – facilidade perder elétrons 

Alta afinidade eletrônica- facilidade em receber elétrons 

1 

ATRAÇÃO 

ELETROSTÁTICA 

2 

13 

14 

15 16 17 

18



ATRAÇÃO ELETROSTÁTICA 

CÁTION 

REPRESENTAÇÃO LEWIS: 

00 

0 00 

00 

00 

00 

00 

Na0 + F Na + [ F ] - 00 

Outras representações: 

Fórmula unitária ou fórmula mínima : NaCl 

Fórmula iônica: Na + Cl - 

ÂNION



REGRA DO OCTETO 

1. O GANHO ou PERDA de elétrons por um átomo ocorre até que seja atingido o 

OCTETO; 

2. A configuração na camada de valência ns 2 np 6 é adquirida pelos átomos após efetuar a 

ligação AUMENTO DA ESTABILIDADE DOS ÁTOMOS. 

REGRA DO OCTETO 

ÍONS COM CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DE 

GÁS NOBRE 

+ 1 + 2 + 3 - 3 - 2 - 1 

Li + 

Mg 2+ 

Na + Ca 2+ 

K+ Ba 2+ 

Al 3+ 

N 3- 

P 3- 

O 2- 

S 2- 

Se 2- 

F - 

Cl - 

Br - 

A Y+ e B X- 

Cátion Ânion 

A X B Y 

Molécula neutra



Fluoreto de 

alumínio 

AlF 3 

Fluoreto de cálcio 

CaF 2



Íons mono e polinucleares 

Íons polinucleares – originam a partir de dois ou mais 

átomos e que por isso apresentam dois ou mais núcleos. 

NH 4 + - íon amônio 

PO 4 -3 – íon fosfato 

CO 3 -2 – íon carbonato 

SO 4 -2 – íon sulfato




1. Altos pontos de fusão e ebulição; 

2. Todos são sólidos a temperatura ambiente; 

3. No estado sólido são maus condutores de eletricidade Íons restritos na rede 

cristalina; 

4. Conduzem eletricidade quando em solução aquosa ou fundidos; 

Rede cristalina do 

NaCl 

Na + 

Cl -



Substâncias duras, porém quebradiças. 

Duros Interações fortes 

Quebradiços Ao se tentar deslocar uma camada em relação a outra, íons de 

mesma carga ficam juntos e repelem-se fortemente, levando a ruptura do 

cristal. 

Clivagem: a) cristal metálico b)cristal iônico



Alguns compostos iônicos e suas aplicações 

COMPOSTO USOS 

CaCO3 (Carbonato de cálcio) • Giz 

NaF ( Fluoreto de sódio) • Cremes dentais 

NaCl (Cloreto de sódio) 

• Sal de cozinha 

• Produção de 

NaOH 

KCl (Cloreto de potássio) • Fertilizantes 

HgCl2 (Cloreto de mercúrio II) • Pesticida 

TiO2 (dióxido de titânio) • Pigmentos de 

tintas e esmaltes




1. União por meio de pares de elétrons, proposta por G.N. Lewis em 1916, logo após o 

lançamento da teoria de Bohr; 

2. A ligação ficaria representada por meio de dois pontos, que seriam os elétrons, 

colocados entre os símbolos dos elementos, ou por um traço, simbolizando a união; 

COMPARTILHAMENTO 

DE UM OU MAIS PARES 

DE ELÉTRONS POR 

ÁTOMOS




1. Na concepção de Lewis, os dois elétrons da ligação são atraídos eletrostaticamente 

pelos dois núcleos atômicos, sendo compartilhados pelos mesmos. Associada a esse 

modelo de ligação está a teoria do octeto; 

2. Segundo Lewis, os elétrons ficariam dispostos ao redor do núcleo de modo a 

minimizar a repulsão entre os mesmos. O número máximo de elétrons de valência 

seria oito, com exceção dos elementos do primeiro período (H, He). 

Cl Cl




Ligação covalente simples 

1. É aquela que ocorre entre dois átomos através do compartilhamento de um par de 

elétrons; 

Exemplos: NH 3 H 2 O CH 4 

LIGAÇÃO SIGMA (δ) 

• Os orbitais atômicos interpenetram-se frontalmente;




Ligação covalente múltiplas 

1. É aquela que ocorre entre dois átomos através do compartilhamento de dois ou 

três pares de elétrons. 

Exemplos: N 2 C 2 H 2 C 2 H 4 CO 2 

LIGAÇÃO PI ( Π ) 

• Os orbitais atômicos 

interpenetram-se lateralmente 

(paralelamente); 

Sigma




Comprimento de ligação: é a distância entre os núcleos de dois átomos unidos por 

uma ligação química. 

Energia de ligação: é a quantidade de energia necessária para quebrar a ligação e 

produzir fragmentos. 

Ordem de ligação 

Número de ligações covalentes que existem entre um par de átomos. 

Variação das propriedades 

da ligação com a ordem de 

ligação 

LIGAÇÃO ORDEM 

DE 

LIGAÇÃO 

COMPRIMENTO 

LIGAÇÃO 

(picometro) 

Energia 

ligação 

(Kj mol -1 ) 

C – C 1 154 370 

C = C 2 137 699 

C ≡ C 3 120 960 

C – O 1 143 350 

C = O 2 127 750




COMPRIMENTO DE LIGAÇÃO x ENERGIA 

DE LIGAÇÃO 

Comparação de ligações C-C e C-H em função da hibridização 

Fonte: McMurry, Jonh. Organic Chemistry 5 th Pag.24




Ligação covalente polar e apolar 

Ligação covalente polar - Quando numa ligação covalente dois átomos possuem 

diferentes valores de eletronegatividade, ocorre a formação de cargas parciais δ + e δ - . 

H δ+ – Cl δ- 

Ligação covalente apolar – Os átomos possuem valores de eletronegatividades iguais ou a 

soma dos momentos de dipolo da molécula é igual a zero. 

O = C = O


4. LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA 

1. Quando o par de elétrons de um átomo é compartilhado por dois átomos; 

2. Não difere da ligação covalente comum diferença somente na origem do par de 

elétrons da ligação; 

ELEMENTOS C e Si N e P O e S F, Cl, Br 

Simbolo Lewis 

Estrutura 

Ligações 

covalentes 

comuns 

Ligações 

covalentes 

coordenadas 

e I 

C N O Cl 

4 3 2 1 

0 1 2 3



1. Ocorre entre íons positivos (cátions) e elétrons. 

METAL METAL 

Elemento de baixo potencial 

de ionização tendência a 

perder elétrons 

Liberação de elétrons 

Substância metálica 

Elemento de baixo potencial 

de ionização tendência a 

perder elétrons



Ligação metálica é caracterizada por forças elétricas 

entre a “nuvem” de elétrons e os íons positivos. 

1. PONTO DE FUSÃO E EBULIÇÃO ELEVADOS 

Na: PF 97.8 o C Mg: PF 650 o C Al: PF 660 o C


2. Maleáveis – podem ser 

entortados e transformados 

em lâminas. 


lâmina de ouro 

3. Dúcteis – podem 

ser transformados em 

fios. 

fio de cobre


6. GEOMETRIA MOLECULAR E POLARIDADE DE MOLÉCULAS 

1. As moléculas podem apresentar diversas geometrias (formas) em função das ligações 

que efetuam; 

2. A polaridade da molécula afeta as propriedades da mesma como ponto de fusão e 

ebulição, viscosidade e tensão superficial (líquidos). 

LINEAR 

TRIANGULAR 

TETRAÉDRICA 

109,5 0

BIPIRAMIDAL 

TRIGONAL 

OCTAÉDRICA 


6. GEOMETRIA MOLECULAR E POLARIDADE DE MOLÉCULAS


7. TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS DA 

CAMADA DE VALÊNCIA 

1. Esta teoria prevê qual será a forma da molécula pela disposição dos elétrons da 

camada de valência; 

2. Os pares de elétrons dispõem-se em torno do átomo central de modo que se 

minimize as repulsões elétricas entre eles; 

1. Existem 4 pares de elétrons em torno do 

átomo de nitrogênio 

2. A direção de máxima separação será 

conforme um tetraedro. 

(Geometria eletrônica) 

3. Como somente ocorre a ligação de 3 dos 4 

pares de elétrons a forma da molécula será 

piramidal 

(Geometria molecular)


7. TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS DA 

CAMADA DE VALÊNCIA 

INCORRETO 

INCORRETO 

CORRETO 

CORRETO



Primeira teoria desenvolvida segundo os orbitais atômicos; 

Numa ligação covalente um orbital atômico de um átomo superpõe-se com um orbital 

atômico do outro; 

A fusão de dois orbitais atômicos é chamado superposição de orbitais: 

Quanto maior for a sobreposição mais forte será a ligação 

O mesmo número de orbitais híbridos se formam a partir dos orbitais atômicos 

Segundo esta teoria ligações 

H-H formam-se pela 

sobreposição de orbitais 1s: 

A distribuição eletrônica resultante é denominado orbital molecular σ.



O carbono forma 4 

ligações covalentes 

orbital molecular π são formados quando elétrons em orbitais p se sobrepõem lado-a- 

lado. 

GENERALIZAÇÕES: 

Toda ligação covalente simples é uma ligação σ; 

A interpenetração de orbitais perpendiculares (p) conduz a ligações π, ou seja, em uma 

ligação dupla uma ligação é σ e a outra π; 

O número de orbitais híbridos é sempre igual ao número de orbitais atômicos 

combinados; 

Como é possível se ele somente tem dois elétrons 

desemparelhados? 

Na hibridização combina-se orbitais e não elétrons.



HIBRIDAÇÃO sp 3 DO CARBONO 

Não hibridizado 

Orbitais híbridos sp 3 

Promoção



HIBRIDAÇÃO sp 2 DO CARBONO 

Promoção 

A ligação pi 

somente ocorre 

com orbitais p não 

hibridizados 

sp 2 

sp 2 

sp 2 

sp 2 2p z



HIBRIDAÇÃO sp DO CARBONO 

2s 

2p x 2p y 2p z 2s 

Sobreposição pi 

sp 

sp 

2sp 

Sobreposição sigma 

2p x 2p y 2p z 

2p



OUTRAS HIBRIDIZAÇÕES 

sp 3 d 2 

sp 3 d



GENERALIZAÇÕES 

O orbital s possui menos energia que o orbital p; 

As ligações, desta forma, serão mais fortes quanto maior for a 

contribuição do orbital s a ligação; 

p < sp 3 < sp 2


9. ESTRUTURAS RESSONANTES 

Ex: 

DESLOCALIZAÇÃO CONSTANTE E PERMANENTE DOS ELÉTRONS DAS 

Híbrido de 

ressonância 

LIGAÇÕES EM UMA MOLÉCULA 

Estruturas canônicas 

2-


Casos particulares ( não obedecem a regra do octeto) 

BCl 3 

SF 6 

BH 3

Estados de agregação da matéria 


• Estado sólido forças de atração e repulsão se equilibram a uma distância 

fixa; “ordem perfeita” 

• Estado líquido características intermediárias 

sólido líquido gasoso

Estados de agregação da matéria 


Características básicas dos três estados de agregação 

• Sólido: 

– Alto ordenamento molecular; forças elevadas de atração e repulsão, 

estado condensado; não fluido 

• Líquido: 

– Relativa desordem molecular; forças de atração e repulsão com 

magnitude intermediária; estado condensado; fluido 

• Gasoso: 

– Grande desordem molecular; forças débeis de atração e repulsão; 

repulsão presente quando há colisão; estado não condensado; fluido


10. FORÇAS INTERMOLECULARES 

SOLUBILIZAÇÃO NaCl



As forças que existem entre as moléculas - forças intermoleculares - não são tão fortes 

como as ligações iônicas ou covalentes, mas são muito importantes; sobretudo quando 

se deseja explicar as propriedades macroscópicas da substância. E são estas forças as 

responsáveis pela existência de 3 estados físicos. Sem elas, só existiriam gases. 

São forças de ligação entre 

as moléculas 

1. Forma e volume 

2. Viscosidade 

3. Tensão superficial 

4. Ponto fusão 

5. Ponto ebulição 

6. Solubilidade 

SOLUBILIZAÇÃO 

NaCl 

As forças intermoleculares 

determinam todas as 

propriedades 

Físicas de uma substância



CLASSIFICAÇÃO 

COMPOSTOS IÔNICOS COMPOSTOS COVALENTES 

FORMAÇÃO DE ÍONS 

INTERAÇÕES ÍON-ÍON 

1. HCl 

2. CH 3 COOH 

DIPOLOS 

PERMANENTES 

INTERAÇÕES 

DIPOLO -DIPOLO 

POLARES APOLARES 

NÃO HÁ DIPOLOS 

PERMANENTES 

INTERAÇÕES 

DIPOLO INDUZIDO –DIPOLO 

INSTANTÂNEO 

1. Ne 

2. CH 4



Ligações intermoleculares 

(ou forças de Van der Waals ) 

Forças relativamente fracas existentes entre moléculas 

O total de forças intermoleculares agindo entre duas moléculas é 

a soma de todos os tipos de forças que uma exerce sobre a outra 

Van Der Walls



Forças de London 

Forças muito fracas devido a sua natureza efêmera; 

Resultam da atração entre dois dipolos instantâneos; 

Os dipolos são devido às flutuações da localização dos elétron 

na molécula; 

A medida que uma extremidade negativa de um dipolo instantâneo 

começa a se formar, ele repele os elétrons da partícula vizinha. 

Exemplos: 

CH 4 (P.E. –162 o C) 

CCl 4 (P.E. 77 o C) 

CBr 4 (sólido T amb ) 

Quanto maior o 

número de elétrons, 

maior a força de London



Interação dipolo-dipolo 

dipolo dipolo 

Moléculas polares possuem cargas parciais permanentes; 

As cargas parciais de uma molécula polar pode interagir coma carga 

parcial de uma molécula vizinha, gerando interação DIPOLO-DIPOLO; 

Interações elétricas entre moléculas polares. 

Interação 

Dipolodipolo 

HCl (P.E. –85 o C) 

HBr (P.E. –85 o C) 

HI (P.E. –35 o C) 

•A força de atração é cerca de 1% da força de uma 

ligação covalente ou iônica. 

•As forças de atração entre dipolos permanentes 

são tanto maiores quanto maior a polaridade das 

moléculas...



Pontes de hidrogênio 

•Atração dipolo-dipolo particularmente forte quando o hidrogênio está 

ligado covalentemente a um elemento muito pequeno (F, O, N) 

•A extremidade positiva deste dipolo pode se aproximar bastante da 

extremidade negativa de um dipolo vizinho; 

•A força de atração resultante é grande (cerca de 5 a 10% da força de uma 

ligação covalente). 

DNA 

Gelo


COMPARAÇÃO DAS 

FORÇAS 

INTERMOLECULARES 

E INTERIÔNICAS 

GENERALIZAÇÕES 

Tipo de Energia Típica, 

Interação Kj.mol -1 

Espécies que interagem 

Íon-íon 250 Somente íons 

Íon-dipolo 15 Íons e moleculas polares 

Dipolo-dipolo 2 Moléculas polares estacionárias 

0,3 Moléculas polares rotando 

London 2 Todos os tipos de moléculas 

Ligação de 20 N,O,F a ligação é um átomo H 

hidrogênio 

compartilhado 

“A força total experimentada por uma espécie é a soma de todas as 

forças nas quais esta pode participar” ( Princípios de Química – Peter 

Atkins) 

Qualquer que seja a molécula sempre existirá uma força de atração 

intermolecular 

Forças intermoleculares mais fortes resultam em pontos de ebulição 

mais altos; 

Os momentos dipolares ( interações dipolo-dipolo) aumentam com a 

diferença de eletronegatividade; 

A intensidade das forças de London aumenta com o número de 

elétrons


TENSÃO SUPERFICIAL


PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO 

Quanto mais forte forem as ligações intermoleculares, maiores 

serão as temperaturas de ebulição e de fusão 

Força das ligações intermoleculares 

pontes de hidrogênio > dipolos permanentes > forças de London 

As substâncias que contêm moléculas apolares somente atingem 

os estados líquido e sólido em temperaturas muito baixas; 

As substâncias contendo moléculas polares, os estados líquido e 

sólido são atingidos em temperaturas maiores


É a medida de resistência ao fluxo. 

VISCOSIDADE 

Quanto mais forte as atrações intermoleculares, mais viscoso é o líquido; 

Líquido tende a tornar-se mais viscoso na medida que aumenta o tamanho das 

moléculas, ou aumenta a quantidade de forças intermoleculares; 

O líquido torna-se menos viscoso a medida que a temperatura aumenta.


POLÍMEROS 

QUÍMICA NOVA NA ESCOLA - Polímeros e interações intermoleculares, N° 23, MAIO 2006 

Os polímeros também interagem entre si ou com outras substâncias? 

Dos polímeros listados acima qual “absorveria” água e qual não “absorveria”?

Aula 2 - CEFET - Campus Porto Seguro

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