Ligações Químicas
LIGAÇÃO IÔNICA
Ocorre geralmente entre METAIS e
AMETAIS com
 de eletronegatividade > 1,7.
Não Esqueça!!!
Eletropositivos
Metais:
Perdem elétrons
Viram Cátions(+)
Ametais:
Al
 Al
Eletronegativos
Ganham elétrons
Viram Ânions(-)
S + 2e-
+3
S
+ 3e-
-2
LIGAÇÃO COVALENTE
(MOLECULAR)
Ocorre geralmente entre AMETAIS e
HIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a  de
eletronegatividade < 1,7.
Ligações covalentes normais
Fórmula de
Lewis
H
H
1 sigma
O
O
1 sigma + 1 pi
Fórmula estrutural
HH
H2
OO
O2
Lig. Covalente Simples
Lig. Covalente Dupla
NN
N
N
Lig. Covalente Tripla
1 sigma + 2 pi
N2
1) Ligação Covalente Apolar: Ocorre entre átomos iguais. Dessa
forma, os átomos possuem mesma eletronegatividade e atraem,
conseqüentemente, o par eletrônico compartilhado com a mesma
intensidade.
Ex.: H2, O2, N2
H
H
O par eletrônico é eqüidistante aos
dois núcleos
2) Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos diferentes.
Dessa forma, o átomo que possui maior eletronegatividade atrai o
par eletrônico compartilhado com maior intensidade.
Ex.: HCl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro pois este
átomo atrai mais fortemente os elétrons da ligação covalente
(porque é mais eletronegativo).
+
H
-
Cl
Ligação Coordenada (DATIVA)
Só acontece quando um elemento (que não
pode ser metal) já fez todas as ligações comuns
possíveis (valência). Esse elemento “empresta” um
par de elétrons para o outro elemento que ainda
precisa receber elétrons.
Exemplo:
Não podem
mais fazer
ligação
comum.
O
SO2
S
Ligação dativa
Ainda não
está
completo
O
S
O
O
Metálicas
(+)
Metal
x
(+)
Metal
• Altos PF e PE
• Bons condutores de corrente elétrica no estado sólido
• 25º  Estado sólido exceto: Hg
Ex: Zn(S), AP(S) ...
FUNÇÕES INORGÂNICAS
Ácidos de Arrhenius: são substâncias
compostas que em solução Aquosa liberam como
único e exclusivo cátion o Hidroxônio (H3O+ ou H+).
Ionização de um Ácido
HCl + H2O  H3O+ + ClH2SO4 + 2H2O  2H3O+ + SO42H3PO4 + 3H2O  3H3O+ + PO43De acordo com Arrhenius, base ou hidróxido é
toda substância que, dissolvida em água, dissocia-se
fornecendo como ânion exclusivamente OH- (hidroxila
ou oxidrila).
NaOH  Na+ + OH-
Sal é todo composto que em água dissocia
liberando um cátion  de H+ e um ânion de OH-.
A reação de um ácido com uma base
recebe o nome de neutralização ou salificação.
Salificação
HCl + NaOH  NaCl + H2O
Neutralização
Óxido é todo composto binário oxigenado, no qual
o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.
Fórmula geral dos óxidos:
Exemplos:
x+
E
2
2O
X
CO2, H2O, Mn2O7,
Fe2O3
POLARIDADE
Átomos iguais
APOLAR
MOLÉCULAS DIATÔMICAS:
Átomos diferentes
Sobra é:
MOLÉCULAS POLIATÔMICAS:
Não sobra é:
POLAR
POLAR
SIMETRIA
Pilhas
(Célula Galvânica)
Química do bafômetro (Pilha combustível)
fluxo de elétrons
Pólo –
Ânodo
Oxidação
Corrosão
↑[ ]
↓ERED
Pólo +
Cátodo
Redução
Depósito
↓[ ]
↑ERED
Cátado
Ânodo
-1
CH3CH2OH(g)
+1
→ CH3CHO(g) + 2
Semi reação
H+
+
2e- Anódica
+
- → H O-2
½ O0
+
2
H
+
2
e
2(g)
(aq)
2 (ℓ)
CH3CH2OH(g) + ½ O2(g)
ddp
→ CH3CHO(g) + H2O(ℓ)
 = red  - red 
Semi reação
Catódica
Reação Global
(REDOX)
Esquema:
é
é
é
cátodo é
+
Cu
K+
é
é
K+
é
CℓCℓ-
K+
K+
ânodo
-Al
Cℓ-
Aℓ+3
CℓAℓ+3
Cℓ
Aℓ+3
+3Cℓ
Aℓ
Aℓ+3Cℓ
SO4-2
Cℓ-
-
-
-
CuK+2
+
SO4-2
Redução
recebe epolo (+)
cátodo
acumulação
-
Oxidação
perde epolo (-)
ânodo
corrosão
C
Á
T
O
D
O
R
E
D
U
Z
A
N
O
D
O
O
X
I
D
A
PILHAS
Representação da pilha de Daniell
Zn / Zn+2
//
PONTE SALINA
(ânodo: -)
Cu+2 / Cu
(cátodo: +)
fluxo de elétrons
oxidação
redutor
redução
oxidante
Epilha = Eoxidante - Eredutor
(sempre usar o potencial de redução)
GEOMETRIA MOLECULAR
“Braços” são ligações simples, duplas, triplas
ou dativas que estão em volta do elemento
central.
xx
C
N
C
2 “Braços”
3 “Braços”
4 “Braços”
Moléculas Diatômicas - Linear
Moléculas Poliatômicas:
2 “Braços”
H2O
CO2
3 “Braços”
NH3
SO3
4 “Braços”
CH4
Sobra e-: ANGULAR
Ñ sobra e-: LINEAR
Sobra e-: PIRAMIDAL
Ñ sobra e-: TRIGONAL
TETRAÉDRICA
X2
Ex.: H2, N2, O2
Moléculas Diatômicas
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
H
H
XY
Moléculas Diatômicas
Ex.: HBr, HCl, HF
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
H
Cl
XY2
Ex.: CO2, CS2
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
O
2 “Braços”
Moléculas
Poliatômicas
C
O
XY2 e
2 “Braços”
Ex.: SO2
Moléculas
Poliatômicas
Geometria: Angular
Ângulo: 112°
S
O
O
XY22e
2 “Braços”
Ex.: H2O, H2S
Geometria: Angular
Moléculas
Poliatômicas
Ângulo: 105°
O
H
H
XY3
Ex.: BF3, BH3
Geometria: Trigonal
Plana
Ângulo: 120°
H
3 “Braços”
Moléculas
Poliatômicas
B
H
H
XY3 e
3 “Braços”
Ex.: NH3, PH3
Geometria: Piramidal
Moléculas
Poliatômicas
Ângulo: 107°
N
H
H
H
XY4
Ex.: CH4,CCl4
H
Geometria: Tetraédrica
Ângulo: 109°28’
4 “Braços”
Moléculas
Poliatômicas
C
H
H
H