LIGAÇÕES QUÍMICAS
PROFª.: MIKELLY BRAGA
LIGAÇÃO QUÍMICA
• DEFINIÇÃO:
É A FORÇA QUE MANTÉM
UNIDOS ÍONS OU MOLÉCULAS.
TIPOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS
• INTERATÔMICAS:
– IÔNICA
– COVALENTE COMUM E COVALENTE
DATIVA/COORDENADA
– METÁLICA
TIPOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS
• INTERMOLECULARES
– DIPOLO-PERMANENTE-DIPOLOPERMANENTE.
– PONTES DE HIDROGÊNIO
– LIGAÇÕES DE VAN DER WAALS OU
DIPOLO-INSTANTÂNEO-DIPOLOINDUZIDO.
ESTABILIDADE DOS GASES
NOBRES
• SÃO ENCONTRADOS NA FORMA DE
ÁTOMOS ISOLADOS OU NA FORMA
MONOATÔMICA.
• SÃO ELEMENTOS MUITO ESTÁVEIS
OU SEJA, SÃO POUCO REATIVOS: SÃO
INERTES.
ESTABILIDADE DOS GASES
NOBRES
• POSSUEM A ÚLTIMA CAMADA
COMPLETA; POSSUEM 8 ELÉTRONS
NA ÚLTIMA CAMADA, EXCETO He (Z=2).
• A ESTABILIDADE DOS GASES NOBRES
É CONSEQÜÊNCIA DA
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA QUE
POSSUEM.
REGRA DO OCTETO
“ OS ÁTOMOS DOS DIFERENTES
ELEMENTOS, LIGAM-SE UNS AOS
OUTROS, DOANDO, RECEBENDO
OU COMPARTILHANDO
ELÉTRONS, NA TENTATIVA DE
ADQUIRIR UMA CONFIGURAÇÃO
ELETRÔNICA IGUAL A DE UM GÁS
NOBRE”.
LIGAÇÃO IÔNICA OU
ELETROVALENTE
• METAIS (CÁTIONS) + AMETAIS
(ÂNIONS) = SUBSTÂNCIA IÔNICA
• TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS
• ATRAÇÃO ELÉTRIA ENTRE ÍONS
POSITIVOS (CÁTIONS) E ÍONS
NEGATIVOS (ÂNION)
LIGAÇÃO IÔNICA OU
ELETROVALENTE
• OCORRE ENTRE ELEMENTOS QUE
POSSUEM GRANDE DIFERENÇA DE
ELETRONEGATIVIDADE.
LIGAÇÃO IÔNICA OU
ELETROVALENTE
• FÓRMULA ELETRÔNICA
• FÓRMULA IÔNICA
• FÓRMULA MÍNIMA
CARACTERÍSTICAS DOS
COMPOSTOS IÔNICOS
• SÃO SÓLIDOS CRISTALINOS NAS
CONDIÇÕES AMBIENTAIS PORQUE A
LIGAÇÃO ATÔMICA É MUITO FORTE.
• POSSUEM ELEVADOS P.E. E P.F. PELO
FATO DA LIGAÇÃO SER MUITO FORTE
E NECESSITAREM DE MUITA ENERGIA.
CARACTERÍSTICAS DOS
COMPOSTOS IÔNICOS
• SÃO FORMADOS POR AGLOMERADOS
IÔNICOS (ÍONS)
• SÃO GERALMENTE SOLÚVEIS EM
ÁGUA. A ÁGUA DISSOCIA OS ÍONS.
CARACTERÍSTICAS DOS
COMPOSTOS IÔNICOS
• CONDUZEM CORRENTE ELÉTRICA
QUANDO FUNDIDOS OU DISSOCIADOS
EM ÁGUA. NÃO CONDUZEM
CORRENTE NO ESTADO SÓLIDO, POIS
OS ÍONS NÃO APRESENTAM
MOBILIDADE.
LIGAÇÃO COVALENTE OU
MOLECULAR
• COMPARTILHAMENTO DE ELÉTRONS
• OCORRE QUANDO A DIFERENÇA DE
ELETRONEGATIVIDADE ENTRE OS
ÁTOMOS NÃO É ACENTUADA
• HÁ FORMAÇÃO DE MOLÉCULAS
LIGAÇÃO COVALENTE OU
MOLECULAR
• AMETAL + AMETAL
– EX.: CO2
• HIDROGÊNIO + AMETAL
– EX.: HBr
• HIDROGÊNIO + HIDROGÊNIO
– EX.: H2
LIGAÇÃO COVALENTE OU
MOLECULAR
• FÓRMULA ELETRÔNICA
• FÓRMULA ESTRUTURAL
• FÓRMULA MOLECULAR
LIGAÇÃO COVALENTE COMUM
• OCORRE POR EMPARELHAMENTO OU
COMPARTILHAMENTO DE ELÉTRONS,
ONDE CADA ÁTOMO ENVOLVIDO
CONTRIBUI COMELÉTRONS.
• PODEM EXISTIR LIGAÇÕES SIMPLES,
DUPLAS OU TRIPLAS.
• EX.: FORMAÇÃO DE H2
LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA
OU COORDENADA
• UNIÃO ENTRE ÁTOMOS QUE É
ESTABELECIDA POR MEIO DE PARES
ELETRÔNICOS, PORÉM DE MODO QUE
O PAR ELETRÔNICO É TRAZIDO POR
UM DOS ÁTOMOS.
• OCORRE QUANDO UM ÁTOMO QUE JÁ
ADQUIRIU OCTETO IRÁ ESTABELECER
OUTRAS LIGAÇÕES COVALENTES.
LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA
OU COORDENADA
• A LIGAÇÃO DATIVA É REPRESENTADA
POR UM SETA, DIRIGIDA NO SENTIDO
DE QUEM SE BENEFICIA DO PAR DE
ELÉTRONS. EX.: SO2
• NÃO EXISTE LIGAÇÃO DATIVA DUPLA
OU TRIPLA.
LIGAÇÕES SIGMA E PI
• LIGAÇÃO SIGMA (σ): É AQUELA QUE
OCORRE PELA INTERPENETRAÇÃO
DE DOIS ORBITAIS NO MESMO EIXO.
• LIGAÇÃO PI (π): É AQUELA QUE
ACONTECE PELA INTERPENETRAÇÃO
DE ORBITAIS SITUADOS EM EIXOS
PARALELOS.
LIGAÇÕES SIGMA E PI
• TODA LIGAÇÃO SIMPLES É SIGMA.
• NAS LIGAÇÕES DUPLAS, HÁ 1
LIGAÇÃO SIGMA E UMA LIGAÇÃO PI.
• NAS LIGAÇÕES TRIPLAS, HÁ 1
LIGAÇÃO SIGMA E DUAS LIGAÇÕES PI.
TIPOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS
• INTERATÔMICAS:
– IÔNICA
– COVALENTE COMUM E COVALENTE
DATIVA/COORDENADA
– METÁLICA
TIPOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS
• INTERMOLECULARES
– DIPOLO-PERMANENTE-DIPOLOPERMANENTE.
– PONTES DE HIDROGÊNIO
– LIGAÇÕES DE VAN DER WAALS OU
DIPOLO-INSTANTÂNEO-DIPOLOINDUZIDO.
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
COVALENTES
• LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR:
OCORRE ENTRE ÁTOMOS DE MESMA
ELETRONEGATIVIDADE.
– EX.: H2, O2, N2, ETC.
• LIGAÇÃO COVALENTE POLAR:
OCORRE ENTRE ÁTOMOS DE
ELETRONEGATIVIDADE DIFERENTES.
– EX.: HCl, HI, HCN, ETC.
POLARIDADE DE MOLÉCULAS
• MOLÉCULAS APOLARES: SÃO
AQUELAS QUE A RESULTANTE DO
VETOR MOMENTO DIPOLAR (µ) É
IGUAL A ZERO.
– EX.: O=C=O
• MOLÉCULAS POLARES: AQUELAS QUE
A RESULTANTE DO VETOR MOMENTO
DIPOLAR (µ) É DIFERENTE DE ZERO.
– EX.: HCl
GEOMETRIA MOLECULAR
• MOLÉCULAS FORMADAS POR DOIS
ÁTOMOS.
– LINEAR: H2, HCl
GEOMETRIA MOLECULAR
• MOLÉCULAS FORMADAS POR TRÊS
ÁTOMOS.
– LINEAR: SE O ÁTOMO CENTRAL NÃO
POSSUI PAR DE ELÉTRONS
EMPARELHADOS DISPONÍVEL. FORMA
ÂNGULO DE 180º
– EX.: BeH2, CO2
GEOMETRIA MOLECULAR
• MOLÉCULAS FORMADAS POR TRÊS
ÁTOMOS.
– ANGULAR: SE O ÁTOMO CENTRAL
POSSUIR PAR DE ELÉTRONS
EMPARELHADOS DISPONÍVEL. FORMA
ÂNGULO DE 104º34’
– EX.: H2O, H2S, SO2
– TODA MOLÉCULA ANGULAR É POLAR
GEOMETRIA MOLECULAR
• MOLÉCULAS FORMADAS POR
QUATRO ÁTOMOS, COM UM ÁTOMO
CENTRAL.
– TRIGONAL PLANA OU TRIANGULAR: SE O
ÁTOMO CENTRAL NÃO POSSUIR PAR DE
ELÉTRONS EMPARELHADOS
DISPONÍVEL. FORMA ÂNGULO DE 120º
– EX.: BF3, SO3
GEOMETRIA MOLECULAR
• MOLÉCULAS FORMADAS POR
QUATRO ÁTOMOS, COM UM ÁTOMO
CENTRAL.
– PIRAMIDAL OU PIRÂMIDE TRIGONAL: SE
O ÁTOMO CENTRAL POSSUIR PAR DE
ELÉTRONS EMPARELHADOS
DISPONÍVEL. FORMA ÂNGULO DE 107º3’
– EX.: NH3, NCl3
– TODA MOLÉCULA PIRAMIDAL É POLAR
GEOMETRIA MOLECULAR
• MOLÉCULAS FORMADAS POR CINCO
ÁTOMOS COM UM ÁTOMO CENTRAL.
– TETRAEDRO
– FORMA ÂNGULO DE 109º 5’
– EX.: CH4