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
1 sigma
O
H
O
1 sigma + 1 pi
N
N
1 sigma + 2 pi
Fórmula estrutural
Fórmula molecular
HH
H2
OO
O2
NN
N2
Lig. Covalente Simples
Lig. Covalente Dupla
Lig. Covalente Tripla
Orbitais moleculares
e
Um mesmo átomo pode
fazer até 4 ligações covalentes
comuns
mas, entre dois
átomos, o número máximo de
ligas covalentes comuns é 3.
Dependendo da quantidade de
ligações e dos orbitais em que
estas se formam, podemos
representá-las por  ou  .

A B

AB


A B
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
Ex.: HBr, HCl, HF
Moléculas Diatômicas
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
H
Cl
XY2
Ex.: CO2, CS2
2 “Braços”
Geometria: Linear
Moléculas
Poliatômicas
Ângulo: 180°
O
C
O
XY2 e
2 “Braços”
Ex.: SO2
Moléculas
Poliatômicas
Geometria: Angular
Ângulo: 112°
S
O
O
XY22e
Ex.: H2O, H2S
2 “Braços”
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
Ex.: NH3, PH3
3 “Braços”
Geometria: Piramidal
Moléculas
Poliatômicas
Ângulo: 107°
N
H
H
H
XY4
Ex.: CH4,CCl4
H
Geometria: Tetraédrica
4 “Braços”
Moléculas
Poliatômicas
Ângulo: 109°28’
C
H
H
H
Polaridade das ligações químicas
Elas podem ser :
POLARES E APOLARES
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).
Pólo: é a
região com
acúmulo de
carga elétrica.
+
H
(Pólo)
-
Cl
Eletronegatividade
É uma propriedade
periódica importante.
É a tendência que um
átomo possui em atrair
elétrons.
A eletronegatividade
pode também ser
chamada de caráter
não-metálico.
Sua variação:
- Grupo: aumenta de baixo
para cima.
- Período: aumenta da
esquerda para a direita.
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
Polaridade da Ligação Iônica
Escala de eletronegatividade de Linus
Pauling em ordem crescente:
METAIS, H, P,C, S, I, Br, Cl, N, O, F
A ligação Iônica é sempre polar, pois a
diferença de eletronegatividade é muito
grande (metal e não-metal)
Polaridade de moléculas
Nº de nuvens
eletrônicas ao redor
do átomo central
Nº de átomos iguais
=
ligados ao átomo
central
Molécula apolar
Polaridade de moléculas
Nº de nuvens
eletrônicas ao redor
do átomo central
Nº de átomos iguais
≠
ligados ao átomo
central
Molécula polar
Polaridade de moléculas
• Moléculas diatômicas formadas por
átomos iguais são sempre apolares.
Ex. O2
• Moléculas diatômicas formadas por
átomos diferentes são sempre polares.
Ex. HF
H
H
O
APOLAR
H
H
Cl
POLAR
H
POLAR
H
N
H
C
H
H
POLAR
H
H
H
SIMÉTRICA = APOLAR
Ligações ou Forças
Intermoleculares
Essas ligações mantém as moléculas unidas
nos estados sólido (muito juntas e quase sem
liberdade) e líquido (mais ou menos próximas e
com movimento médio) e quando são
rompidas, as moléculas passam para o estado
gasoso (muito separadas, com muita
liberdade).
Ligações ou Forças
Intermoleculares
• Quanto maior a intensidade dessas
forças ou ligações, menos volátil é a
substância.
• Estas ligações dependem,
preponderantemente, da polaridade que
a substância possui.
• Ex: As colas interagem por meio de
ligações intermoleculares com os
objetos a serem colados.
Ligações ou Forças
Intermoleculares
• Se a substância for polar a ligação será
chamada de dipolo-dipolo ou dipolo
permanente- dipolo permanente, onde a
principal ligação é a ponte de
hidrogênio; O pólo negativo de uma
molécula atrai o pólo positivo da
molécula vizinha e o positivo atrai o
negativo. Ex: HCl.
A Força Dipolo- Dipolo:
• É independente de um meio externo à
molécula para sua existência.
Suas principais características são:
• Ocorre em compostos polares;
• Os compostos possuem em sua
estrutura pólos bem definidos. Estes
pólos são chamados de dipolos
permanentes;
Forças por Dipolo-dipolo
•
Em compostos polares, como o HBr, temos a constituição de dipolo permanente
entre os elementos que constituem a molécula:
+H
Br -
+H
+H
•
Br -
Br -
A diferença de eletronegatividade
e a geometria molecular determinam
a formação do dipolo permanente.
Ocorre uma atração eletrostática entre os pólos positivo e negativo do composto.
Note que esta atração independe de meio externo à molécula:
+H
Br -
+H
Br -
+H
Forças de dipolo permanente
Br -
Ligações ou Forças
Intermoleculares
• Se a substância for apolar a ligação será
chamada de dipolo instantâneo- dipolo
induzido; Força de London (ou Força de
Van der Walls para alguns autores). São
forças muito fracas. Ex: H2
A força de Van der Walls ocorre em
todas as substâncias, polares ou
apolares, mas é a única das apolares.
Dipolo instantâneo- dipolo
induzido
• Dependem de um fator externo à
molécula para que possam existir. O fator
pode ser a pressão, carga elétrica,etc.
• Este fator externo provoca uma ligeira
polarização (dipolo induzido ) no
composto apolar;
Dipolo instantâneo- dipolo
induzido
• São consideradas forças fracas pois
facilmente podem ser extintas, basta
para tanto que o fator externo seja
impedido de ter sua atuação;
• Os principais exemplos de compostos
que possuem este tipo de força
intermolecular são os hidrocarbonetos.
Van der Walls
Johannes Diderik Van der Walls,
Leiden 1837 - Amsterdan 1923físico holandês que estabeleceu
uma equação do estado dos
fluídos com maior exatidão do
que a dos gases perfeitos.
Descobre a lei dos estados
correspondentes, porém, seu
estudo de maior importância
relacionou as forças de atração
entre as moléculas, que lhe
conferiu o Prêmio Nobel de
Física em 1910.
Forças de Van der Walls ou de
London
Os compostos apolares, em geral, estão na fase gasosa, possuindo
suas moléculas bem separadas:
Moléculas
apolares
Quando um fator externo ( no caso a pressão ) atua ocorre o
desenvolvimento de um dipolo induzido:
Dipolo
aproximação
induzido
surgindo, assim,
-
-
+
-
Pressão causa uma
+
-
+
+
entre as moléculas
o dipolo induzido.
-
+
-
+
+
-
+
Pontes de Hidrogênio
São ligações entre moléculas polares,
que se estabelecem quando o
hidrogênio, muito polarizado, de uma
molécula, une-se com o F, O, N
de outra molécula, em conseqüência da
atração eletrostática provocada pela
grande polaridade dos elementos (são
muito fortes).
Pontes de Hidrogênio
Principais características:
• Ocorrem em compostos muito
polarizados;
• O hidrogênio deve estar ligado a F, O, N
• O ( HF ) é o único caso de pontes de
hidrogênio na fase gasosa.
• H2O e NH3 também são casos de
pontes de hidrogênio.
FORÇAS
INTERMOLECULARES
Pontes de H
Forças de Van
Der Waals
Moléc. Polares
Muito Fortes
Com H ligado a
Altos PF e PE
FON
Dipolo- Moléc.
Médias
Dipolo
Polares
(Permanente)
Dipolo
Instantâneo
- Dipolo
Induzido
Moléc. Muito Fracas
Apolares Baixos PF e PE
Propriedades Físicas dos
Compostos
Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição
Em geral, os pontos de fusão e ebulição das substâncias podem ser
previstos através de:
• Quanto maior o mol d uma substância maiores serão suas propriedades
físicas,
• Quando mais intensa a força da atração molecular maiores serão as
propriedades físicas.
Assim, em resumo, temos:
Ligações
iônicas
Sólido
Pontes de
hidrogênio
Dipólo
permanente
Líquido
Van der
Walls
Gasoso
Propriedades Físicas dos
Compostos
Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição:
Em geral, os pontos de fusão e ebulição das
substâncias podem ser previstos através de:
• Quanto maior o mol de uma substância maiores
serão suas propriedades físicas,
• Quando mais intensa a força da atração molecular
maiores serão as propriedades físicas.
Propriedades Físicas dos
Compostos
Solubilidade
É a propriedade que um composto
apresenta de ser disseminado em outro
através de pequenas partículas. Um
exemplo deste fenômeno é a
dissolução de uma pequena quantidade
de sal de cozinha em água.
Propriedades Físicas dos
Compostos
Regra de Prática Solubilidade:
Semelhante tende a dissolver
Semelhante
Observações:
• Os solventes polares mais comuns são
H2O, NH3 e álcool,
• Os solventes apolares mais comuns
são o CCl4, CS2, C6H6 e os
hidrocarbonetos.
• Os solutos são substâncias dissolvidas
em outras chamadas de solventes.
Alotropia
• É a propriedade pela qual um mesmo
elemento químico pode formar duas ou
mais substâncias simples diferentes
(alótropos ou variedades alotrópicas).
Exemplos de alótropos:
1.Oxigênio: O2 (gás oxigênio) e O3
(ozônio)
Diferem na atomicidade (número de
átomos). O gás oxigênio corresponde a
21% do volume do ar seco e sem
poluentes. É importante para a
sobrevivência da maioria dos seres
vivos e para a combustão (queima).
O Ozônio (molécula triatômica, O3) é um
gás que está em maior quantidade
numa altitude de 20 a 40 km e constitui
a camada de ozônio, impedindo a
passagem dos raios nocivos do sol. É
um gás azul-claro e tem odor intenso,
que pode ser sentido após tempestades
com descargas elétricas e próximo a
equipamentos de alta voltagem.
2. Carbono: Diamante e grafite
Diferem no arranjo cristalino dos átomos.
O Diamante é um sólido transparente e muito
duro (resiste a ser riscado por outras
substâncias). É a substância natural mais
dura, sendo usado para cortar vidro e fazer
brocas, mas não é resistente a impactos (ex.
marteladas).
A grafite é um sólido escuro e pouco duro.
Em 1985 foi descoberta uma nova forma
alotrópica: A molécula de fulereno
(buckyball) tem 60 átomos de carbono e se
parece com uma bola de futebol
microscópica. Hoje, já existem outros
fulerenos e os pesquisadores acreditam que
eles poderão ser usados em baterias
combustíveis, lubrificantes, na terapia do
câncer, foguetes, etc.
3. Enxofre (S): Rômbico e Monoclínico.
O elemento químico enxofre forma moléculas
S8 que no estado sólido (amarelo), se
agrupam e constituem o retículo cristalino
molecular.
4. Fósforo (P): Branco (P4), usado em
bombas incendiárias e Vermelho
(Pn),macromoléculas, usado nas caixas de
fósforo de segurança.
Livro didático: Química na
abordagem do cotidiano, vol 1,
Peruzzo/Canto
•
•
•
•
•
•
Polaridade e solubilidade – pg. 145 a 146
Ligações intermoleculares – pg. 146 a 150
Alotropia – pg. 150 a 153.
Geometria molecular – pg. 138 a 140
Polaridade das ligações – pg. 141 a 143
Exercícios – Todos, da página 141 à 155.