17/03/2015
Plano de Aula
 Ligações Covalentes
 Ligações iônicas
 Polaridade das moléculas
 Ligações dipolo-diplo
Ligações de hidrogênio
 Ligações de Van der Waals
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Ligações químicas entre átomos
Quando dois átomos vão se unir, eles “trocam elétrons entre
si” ou “usam elétrons em parceria”, procurando atingir a
configuração eletrônica de um gás nobre. Surgem daí os três
tipos comuns de ligação química:
 iônica
 covalente
 metálica
Para ocorrer uma ligação química
é necessário que os átomos
percam ou ganhem elétrons, ou, então,
compartilhem seus elétrons
de sua última camada
O SÓDIO PERDEU
ELÉTRON
Na
H
+
Cl
–
O CLORO GANHOU
ELÉTRON
H
OS ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO COMPARTILHARAM ELÉTRONS
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Ligação iônica
Na (Z = 11)  1s2 2s2 2p6 3s1
Cl ( Z = 17)  1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
O átomo de sódio cede definitivamente 1 elétron ao átomo de cloro.
Ligação iônica
 Tendo cargas elétricas opostas, os cátions e os ânions se atraem e
se mantêm unidos pela chamada ligação iônica, originando-se assim
a substância cloreto de sódio (Na+Cl-)
 Ligação iônica é a força que mantém os íons unidos, depois que um
átomo cede definitivamente um, dois ou mais elétrons para outro
átomo.
Ligação iônica
A ligação iônica ocorre, em geral, entre átomos de metais com átomos de
não-metais, pois:
• os átomos dos metais possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada e
têm forte tendência a perdê-los (Ex: Na, do Mg e do Al)
• os átomos dos não-metais possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última camada
e têm acentuada tendência a receber mais 3, 2 ou 1 elétron e, assim,
completar seus octetos eletrônicos.
 Os elementos da coluna 4A têm quatro elétrons na última camada. Eles
não apresentam tendência nem para perder nem para ganhar elétrons.
Por esse motivo, quando esses elementos se unem a outros para atingir
um octeto completo, tendem a não formar ligações iônicas.
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Características dos Compostos Iônicos:
Sólidos a temperatura ambiente.
Ponto de Fusão e Ebulição muito elevados.
Conduzem corrente elétrica fundidos ou em solução aquosa.
Melhor solvente é a água.
Cristal de NaCl.
Ligação covalente – compartilhamento de elétrons
Cada átomo de hidrogênio dispõe de dois elétrons (o seu e o elétron
compartilhado). Esses dois elétrons, contudo, já completam a camada K,
que é a única de que o hidrogênio dispõe. Desse modo, o hidrogênio
adquire a configuração do gás nobre hélio.
Ligação Covalente ou Molecular: Ocorre através do compartilhamento de um par
de elétrons entre átomos que possuem pequena ou nenhuma diferença de
eletronegatividade.
ligação simples ou normal: o par de elétrons compartilhado é formado por um
elétron de cada átomo ligante.

Ex.: Cl ( Z = 17)  1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Cl-Cl
Cl2
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Nitrogênio
N (Z = 7)
1s2 2s2 2p3
Ligações triplas
N
N
N N
N
N
N2
Ligação covalente
 Podemos dizer que a ligação é covalente quando os dois átomos
apresentam a tendência de ganhar elétrons. Isso ocorre quando os dois
átomos têm 4, 5, 6 ou 7 elétrons na última camada eletrônica
 A ligação covalente aparece entre dois átomos de não-metais, ou
semimetais ou, ainda, entre esses elementos e o hidrogênio
Características dos Compostos
Moleculares:
Sólidos, líquidos ou gasosos a
temperatura ambiente.
Ponto de Fusão e Ebulição inferiores aos
dos compostos iônicos.
Bons isolantes: térmico e elétrico.
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Eletronegatividade/polaridade das
ligações e das moléculas
Eletronegatividade/polaridade das
ligações e das moléculas
 Quando os dois átomos são iguais, como acontece nas moléculas H2
e Cl2, não há razão para um átomo atrair o par eletrônico mais do que
o outro. Teremos, então, uma ligação covalente apolar.
 Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem de atrair
para si o par eletrônico que ele compartilha com outro átomo em uma
ligação covalente.
A Escala de Pauling foi definida por Linus Pauling e tem a função de medir a
eletronegatividade dos elementos químicos.
A eletronegatividade está relacionada à atratividade dos átomos e moléculas, ou seja,
ao potencial que estes possuem de atrair elétrons.
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Ligações apolares e ligações polares
 Ligações apolares: são as que apresentam diferença de eletronegatividade
igual a zero (ou muito próximo de zero). Exemplos:
 Ligações polares: são as que apresentam diferença de eletronegatividade
diferente de zero. Exemplos:
Ligações apolares e ligações polares
 Quando essa diferença ultrapassa o valor 1,7, a atração exercida por um
dos átomos sobre o par eletrônico é tão grande que a ligação covalente se
“rompe”, tornando-se uma ligação iônica. Exemplos:
Regra prática para identificar a
polaridade de uma molécula:
Comparar os números de:
• pares eletrônicos ao redor do átomo central;
• átomos iguais ligados ao átomo central.
Se esses dois números forem diferentes, a molécula será polar.
Exemplo:
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Ligação entre moléculas polares
(dipolo-dipolo)
Quando uma molécula é polar, como, por exemplo, HCl, ela
apresenta uma extremidade mais eletropositiva e outra mais
eletronegativa:
δ + δH - Cl
As moléculas se orientam procurando
voltar o seu lado positivo para o lado
negativo de outra molécula
Forças Intermoleculares:
• Interações Dipolo—dipolo são forças atrativas entre dipolos permanetes de duas
moléculas polares
• Ex. acetona. Os dipolos nas moléculas adjacentes alinham de tal forma que a carga
parcial positiva e a carga parcial negativa tornam-se próximas. Estas forças atrativas
causadas por dipolos permanentes são mais fortes que as fracas forças de van der
Waals.
µ=2,3
µ=3,4
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Forças Intermoleculares:
.
• Ocorre tipicamente quando um H conectado aos átomos O, N ou F é
eletrostáticamente atraído pelos pares de elétrons dos átomos de O, N e F de outra
molécula.
• Extremamente importante para as propriedades da água
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Ligação de hidrogênio
DNA
Forças Intermoleculares:
• Forças de van der Waals são também conhecidas como forças de London.
• São as interações mais fracas causadas por mudanças momentâneas de densidade
eletrônica em uma molécula.
• São as forças existentes entre moléculas não-polares.
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Ligações de Van der Waals
Mesmo sendo apolar, a molécula contém muitos elétrons, que se movimentam
rapidamente. Pode acontecer, num dado instante, de uma molécula estar com
mais elétrons de um lado que do outro; essa molécula estará, então,
momentaneamente polarizada e, por indução elétrica, irá provocar a polarização
de uma molécula vizinha (dipolo induzido), resultando uma atração fraca entre
ambas.
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Resumo:
Ligações químicas importantes para a bioquímica
Intermoleculares:
 Ligação de Hidrogênio:
F, O, N e H
Entre moléculas POLARES
Ex: H2O, NH3 (amônia), CH3COOH (ác acético)
FORÇA DE
INTERAÇÃO
ENTRE AS
MOLÉCULAS
 Ligação dipolo-dipolo
Entre moléculas POLARES
Ex: HCl, CH3 – O – CH3 (éter)
 Ligação de Van der Waals/Dipolo induzido
Entre moléculas APOLARES
Ex: H2, CH4 (hidrocarboneto)
Ligações químicas importantes para a bioquímica
Intermoleculares:
 Ligação de Hidrogênio:
F, O, N e H
Entre moléculas POLARES
Ex: H2O, NH3 (amônia), CH3COOH (ác acético)
 Ligação dipolo-dipolo / dipolo permanente
Entre moléculas POLARES
Ex: HCl, CH3 – O – CH3 (éter)
FORÇA DE
INTERAÇÃO
ENTRE AS
MOLÉCULAS
Quanto mais intensas forem
as forças intermoleculares
maiores
serão
as
temperaturas de ebulição e
fusão
 Ligação de Van der Waals/Dipolo induzido
Entre moléculas APOLARES
Ex: H2, CH4 (hidrocarboneto)
A água e o óleo não se misturam
porque as moléculas do óleo não
conseguem vencer a força das
ligações de hidrogênio entre as
moléculas de água
Interações água x água => lig hidrogênio
Interações óleo x óleo => Van der waals
FORÇA DE
INTERAÇÃO
ENTRE AS
MOLÉCULAS
“Se a força intermolecular já existente for mais intensa do que a possível nova interação,
então o soluto não solubiliza, permanecendo a ligação original. Mas, se a nova interação
for mais forte, o soluto se solubilizará, rompendo as ligações intermoleculares das
substâncias.”
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Benzeno = apolar
Iodo = apolar
Água = polar
Benzeno + iodo
Água
 forças intermoleculares de van der waals existentes entre as moléculas
apolares são fracas em comparação com as ligações de hidrogênio da água.
 Portanto, visto que as interações já existentes entre as moléculas de água são
mais fortes do que as possíveis novas interações, as ligações de hidrogênio
não são rompidas e observa-se um sistema de duas fases quando misturamos
o benzeno e a água.
Consequência das interações intermoleculares
Propriedades Físicas: ponto de ebulição.
• O Ponto de Ebulição de um composto é a temperatura na qual a composto no estado
líquido é convertida ao estado gasoso.
• Na ebulição, a energia é necessária para ultrapassar a força atrativa no estado
líquído, mais ordenado.
• Quanto mais forte a força intermolecular, mais elevado é o ponto de ebulição.
Consequência das interações intermoleculares
Propriedades Físicas: Ponto de Fusão.
• Devido ao fato dos compostos orgâncos
estarem
unidos por interações
extremamente fortes, eles apresentam elevados Pontos de Fusão.
• Com moléculas covalentes, o Ponto de Fusão é dependente do tipo de grupo
funcional. Para compostos apresentando aproximadamente o mesmo peso
molecular:
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Relevância biológica das interações intermoleculares
Exercício:
(UFPE-2003) A compreensão das interações intermoleculares é importante para a
racionalização das propriedades físico-químicas macroscópicas,
bem como para o entendimento dos processos de reconhecimento molecular que
ocorrem nos sistemas biológicos. A tabela abaixo apresenta as temperaturas de
ebulição (TE), para três líquidos à pressão atmosférica.
Líquido / Fórmula Química / TE (oC)
acetona / (CH3)2CO / 56oC
água / H2O / 100 oC
etanol / CH3CH2OH / 78oC
Com relação aos dados apresentados na tabela acima, podemos afirmar que:
a) as interações intermoleculares presentes na acetona são mais fortes que aquelas
presentes na água.
b) as interações intermoleculares presentes no etanol são mais fracas que aquelas
presentes na acetona.
c) dos três líquidos, a acetona é o que apresenta ligações de hidrogênio mais fortes.
d) a magnitude das interações intermoleculares é a mesma para os três líquidos.
e) as interações intermoleculares presentes no etanol são mais fracas que aquelas
presentes na água.
(UFPE-2003) A compreensão das interações intermoleculares é importante para a
racionalização das propriedades físico-químicas macroscópicas,
bem como para o entendimento dos processos de reconhecimento molecular que
ocorrem nos sistemas biológicos. A tabela abaixo apresenta as temperaturas de
ebulição (TE), para três líquidos à pressão atmosférica.
Líquido / Fórmula Química / TE (oC)
acetona / (CH3)2CO / 56oC
água / H2O / 100 oC
etanol / CH3CH2OH / 78oC
Com relação aos dados apresentados na tabela acima, podemos afirmar que:
a) as interações intermoleculares presentes na acetona são mais fortes que aquelas
presentes na água.
b) as interações intermoleculares presentes no etanol são mais fracas que aquelas
presentes na acetona.
c) dos três líquidos, a acetona é o que apresenta ligações de hidrogênio mais fortes.
d) a magnitude das interações intermoleculares é a mesma para os três líquidos.
e) as interações intermoleculares presentes no etanol são mais fracas que aquelas
presentes na água.
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Bibliografia
FELTRE, Ricardo. Química Geral e
Inorgânica. 2010. Editora Moderna.
 RUSSEL, JB. Química Geral. Pearson
Makron Books, 2008.

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