Professor: José Tiago Pereira Barbosa
2013
 Por que os átomos se combinam para formar moléculas e
como?
 Como os átomos se mantêm unidos numa ligação química?
 Por que a molécula de água tem uma ligação química num
ângulo de 104,5º?
 Por que as moléculas do DNA, portador do código genético
se ligam em curiosas formas como hélice?
 Por que os materiais de construção apresentam resistência ao
corte ou esforço menores do que o valor teórico esperado?
 Os átomos raramente podem ser encontrados isoladamente.
As ligações químicas unem os átomos, porém nem todos os
átomos conseguem formar ligações.
 Dois átomos de um gás nobre exercem entre si uma atração
mútua tão fraca que não conseguem formar uma molécula.
Por outro lado, a maioria dos átomos forma ligações fortes
com átomos da própria espécie e com outros tipos de
átomos.
 Historicamente, a propriedade dos átomos de formar ligações
foi descrita como sendo a sua valência. Este conceito é
pouco utilizado atualmente. Hoje o termo é usado como
adjetivo como, por exemplo, elétron de valência ou camada
de valência.
 Quando o conceito de valência foi introduzido não se tinha o
conhecimento de elétrons, prótons e nêutrons.
 O descobrimento do elétron, em 1897, possibilitou o
desenvolvimento das teorias de valência e das ligações
químicas.
 Em 1901, o químico Gilbert Newton Lewis tentou explicar a
tabela periódica em termos de distribuição eletrônica, porém,
o conhecimento mais detalhado da distribuição dos elétrons
nos átomos só estaria disponível anos mais tarde, com o
desenvolvimento da mecânica quântica.
 Lewis propôs, em 1916, uma forma de representação em
termos de diagramas estruturais onde os elétrons aparecem
como pontos.
 Um pouco antes dessa data, Ernest Rutherford havia
mostrado que o número total de elétrons em um átomo
neutro era igual ao seu número de ordem sequencial, ou
número atômico, na tabela periódica.
 A teoria de Lewis é frequentemente chamada de teoria do
octeto, por causa do agrupamento cúbico de oito elétrons.
 O conceito de configuração eletrônica e o desenvolvimento
da Tabela Periódica permitiu aos químicos uma base lógica
para explicar a formação de moléculas e outros compostos.
 A explicação de Kossel e Lewis é que os átomos reagem de
forma a alcançar uma configuração eletrônica mais estável
(correspondendo à configuração de um gás nobre.)
 O que é uma ligação química?
 É o conjunto de forças que mantém os átomos unidos entre si,
dando origem a moléculas ou compostos iônicos / metálicos. Em
todos os tipos de ligação química as forças de ligação são
essencialmente eletrostáticas, isto é, forças entre cargas elétricas.
Camada de Valência (Comporta um máximo de 8 elétrons)
Camada Interna (Comporta um máximo de 2 elétrons)
Elétron
Hidrogênio
Nº Atômico = 1
Carbono
Nº Atômico = 6
Nitrogênio
Nº Atômico = 7
Oxigênio
Nº Atômico = 8
Regra do Octeto = os átomos tendem a ganhar, perder ou
compartilhar elétrons, de tal forma que tenham 8 elétrons na
camada de valência.
H preferencialmente
N preferencialmente
O preferencialmente
ganha 1 elétron
ganha 3 elétrons
ganha 2 elétrons
Se dois átomos combinarem entre si, dizemos
que foi estabelecida entre eles uma
LIGAÇÃO QUÍMICA
Os elétrons mais externos do átomo
são os responsáveis pela
ocorrência da ligação química
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
Na maioria das ligações, os átomos ligantes possuem
distribuição eletrônica
semelhante à de um gás nobre, isto é,
apenas o nível K, completo, ou, 8 elétrons em
sua última camada
Esta idéia foi desenvolvida pelos cientistas
Kossel e Lewis
e ficou conhecida como
TEORIA DO OCTETO
Um átomo que satisfaz A TEORIA DO OCTETO
é estável e é aplicada principalmente
para os elementos do subgrupo A (representativos)
da tabela periódica
H (Z = 1)
1s1
INSTÁVEL
He (Z = 2)
1s2
ESTÁVEL
F (Z = 9)
1s2 2s2 2p5
INSTÁVEL
Ne (Z = 10)
1s2 2s2 2p6
ESTÁVEL
Na (Z = 11)
1s2 2s2 2p6 3s1
INSTÁVEL
Na maioria das vezes, os átomos que:
Perdem elétrons
são os metais das famílias 1A, 2A e 3A
Recebem elétrons
são ametais das famílias 5A, 6A e 7A
01) Os átomos
alcalinos
pertencentes
terrosos
configuração
e
eletrônica
dos
de
à
família
dos
halogênios
gases
metais
adquirem
nobres
quando,
respectivamente, formam íons com números de carga:
a) + 1 e – 1.
b) – 1 e + 2.
c) + 2 e – 1.
d) – 2 e – 2.
e) + 1 e – 2.
ALCALINOS
TERROSOS
HALOGÊNIOS
FAMÍLIA 2A
FAMÍLIA 7A
PERDE
2 ELÉTRONS
GANHA
1 ELÉTRONS
+2
–1
02) Um átomo X apresenta 13 prótons e 14 nêutrons. A carga
do íon estável formado a partir deste átomo será:
a) – 2.
b) – 1.
c) + 1.
d) + 2.
e) + 3.
ÚLTIMA
CAMADA
X (Z = 13)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
3 ELÉTRONS
PERDE
3 ELÉTRONS
+3
LIGAÇÃO IÔNICA
ou ELETROVALENTE
LIGAÇÃO IÔNICA ou ELETROVALENTE
Esta ligação ocorre devido à
ATRAÇÃO ELETROSTÁTICA
entre íons de cargas opostas
Na ligação iônica os átomos ligantes apresentam uma
grande
diferença de eletronegatividade ,
isto é, um é
METAL e o outro AMETAL
LIGAÇÃO ENTRE O SÓDIO (Z = 11) E CLORO (Z = 17)
Na (Z = 11)
1s2 2s2 2p6 3s1
PERDE 1 ELÉTRON
Cl (Z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
RECEBE 1 ELÉTRON
++
Na
Na
– –
ClCl
CLORETO DE SÓDIO
UMA REGRA PRÁTICA
Para compostos iônicos poderemos
usar na obtenção da fórmula final o
seguinte esquema geral
x
C A
y
01) A camada mais externa de um elemento X possui 3
elétrons, enquanto a camada mais externa de outro
elemento Y tem 6 elétrons. Uma provável fórmula de
um composto, formado por esses elementos é:
a) X2Y3.
b) X6Y.
c) X3Y.
d) X6Y3.
e) XY.
X
perde 3 elétrons
Y
ganha 2 elétrons
3
2
X Y
X3+
Y 2–
02) O composto formado pela combinação do elemento X
(Z = 20)
fórmula:
a) XY.
b) XY2.
c) X3Y.
d) XY3.
e) X2Y.
com o elemento Y (Z = 9) provavelmente tem
X (Z = 20)
perde 2 elétrons
X
Y (Z = 9)
Y
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
X
2+
Y
1–
1s2 2s2 2p5
ganha 1 elétron
2
X Y
1
A principal característica desta ligação é o
compartilhamento (formação de pares) de
elétrons entre os dois átomos ligantes
Os átomos que participam da ligação
Os pares de elétrons compartilhados são
covalente são
contados para os dois átomos ligantes
AMETAIS, SEMIMETAIS e o HIDROGÊNIO
É quando cada um dos átomos ligantes
contribui com
um elétron para a formação do par
Consideremos, como primeiro exemplo, a união
entre dois átomos do
ELEMENTO HIDROGÊNIO (H)
para formar a molécula da substância
SIMPLES HIDROGÊNIO (H2)
H (Z = 1)
1s1
H
FÓRMULA ELETRÔNICA
H
H
FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
H
H2
FÓRMULA MOLECULAR
H
Consideremos, como segundo exemplo, a união entre dois
átomos do ELEMENTO NITROGÊNIO (N)
para formar a molécula da substância
SIMPLES NITROGÊNIO (N2)
N (Z = 7)
N
N
N N
N2
1s2 2s2 2p3
FÓRMULA ELETRÔNICA
FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
FÓRMULA MOLECULAR
Consideremos, como terceiro exemplo, a união
entre dois átomos do ELEMENTO HIDROGÊNIO e
um átomo do ELEMENTO OXIGÊNIO para formar a
substância COMPOSTA ÁGUA (H2O)
H
H
O
O
H2O
H (Z = 1)
1s1
O (Z = 8)
1s2 2s2 2p4
H
H
FÓRMULA ELETRÔNICA
FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
FÓRMULA MOLECULAR
01) Os elementos químicos N e Cl podem combinar-se
formando a substância:
Dados: N (Z = 7); Cl (Z = 17)
a) NCl e molecular.
b) NCl2 e iônica.
Cl
c) NCl2 e molecular.
d) NCl3 e iônica.
N
Cl
Cl
e) NCl3 e molecular.
N Cl 3
como os dois átomos são AMETAIS a ligação é molecular (covalente)
N (Z = 7)
1s2 2s2 2p3
Cl (Z = 17)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
02) (UESPI) O fosfogênio (COCl2), um gás incolor, tóxico, de cheiro penetrante,
utilizado na Primeira Guerra Mundial como gás asfixiante, é produzido a
partir da reação:
CO(g) + Cl2(g)  COCl2(g)
Sobre a molécula do fosfogênio, podemos afirmar que ela apresenta:
a) duas ligações duplas e duas ligações simples
b) uma ligação dupla e duas ligações simples
c) duas ligações duplas e uma ligação simples
d) uma ligação tripla e uma ligação dupla
e) uma ligação tripla e uma simples
Cl
O
C
Cl
03) Observe a estrutura genérica representada abaixo;
H
O
X
C
H
O
O
Para que o composto esteja corretamente representado, de acordo com as
ligações químicas indicadas na estrutura, X deverá ser substituído pelo
seguinte elemento:
a) fósforo
b) enxofre
c) carbono
d) nitrogênio
e) cloro
Se apenas um dos átomos contribuir com os dois
elétrons do par, a ligação será
COVALENTE DATIVA ou COORDENADA
A ligação dativa é indicada por uma seta que sai do
átomo que cede os elétrons chegando no átomo que
recebe estes elétrons, através do compartilhamento
Vamos mostrar a ligação DATIVA, inicialmente, na molécula do
dióxido de enxofre (SO2),
onde os átomos de oxigênio e enxofre possuem
6 elétrons na camada de valência
O
S
O
S
O
FÓRMULA ELETRÔNICA
FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
O
S O2
FÓRMULA MOLECULAR
01) O gás carbônico (CO2) é o principal responsável pelo efeito estufa, enquanto
o dióxido de enxofre (SO2) é um dos principais poluentes atmosféricos.
Se considerarmos uma molécula de CO2 e uma molécula de SO2, podemos
afirmar que o número total de elétrons compartilhados em cada molécula é
respectivamente igual a:
Dados: números atômicos: C = 6; 0 = 8; S = 16.
a) 4 e 3.
b) 2 e 4.
O
C
O
S
O
c) 4 e 4.
d) 8 e 4.
e) 8 e 6.
O
02) Certo átomo pode formar 3 covalências normais e 1 dativa. Qual
a provável família desse elemento na classificação periódica?
a) 3 A .
b) 4 A .
c) 5 A .
d) 6 A .
e) 7 A .
X
5A
DESOBEDIÊNCIA À REGRA DO OCTETO
Hoje são conhecidos compostos que não obedecem
à regra do OCTETO
Átomos que ficam estáveis com menos de 8 elétrons
na camada de valência
H
Be
H
Be
H
H
O berílio ficou estável com 4 elétrons
na camada de valência
F
F
F
F
B
B
F
F
O boro ficou estável com 6 elétrons
na camada de valência
Átomos que ficam estáveis com mais de 8 elétrons
na camada de valência
F
F
F
F
S
F
F
F
F
S
F
F
F
F
O enxofre ficou estável com 12 elétrons
na camada de valência
Cl
Cl
Cl
P
Cl
Cl
P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
O fósforo ficou estável com 10 elétrons
na camada de valência
Átomo que fica estável com número impar de elétrons
na camada de valência
O
N
O
O
N
O nitrogênio ficou estável com 7 elétrons
na camada de valência.
O
Compostos dos gases nobres
F
F
Xe
F
F
Xe
F
F
Recentemente foram produzidos vários compostos
com os gases nobres
Estes compostos só ocorrem com gases nobres
de átomos grandes, que comportam a camada
expandida de valência
01) (PUC-SP) Qual das seguintes séries contém todos os
compostos covalentes, cuja estabilização ocorre sem que
atinjam o octeto?
a) BeCl2, BF3, H3BO3, PCl5.
b) CO, NH3, HClO, H2SO3.
c) CO2, NH4OH, HClO2, H2SO4.
d) HClO3, HNO3, H2CO3, SO2.
e) HCl, HNO3, HCN, SO3.
02) (PUC – RJ) Observa-se que, exceto o hidrogênio, os outros
elementos dos grupos IA a VIIIA da tabela periódica tendem a
formar ligações químicas de modo a preencher oito elétrons na
última camada. Esta é a regra do octeto. Mas, como toda regra
tem exceção, assinale a opção que mostra somente moléculas
que não obedecem a esta regra:
BH3 CH4
I
a) I, II e III.
b) II, II e IV.
c) IV e V.
d) I e IV.
e) I e V.
II
H2O
III
HCl XeF6
IV
V
A forma geométrica de uma molécula pode ser
obtida a partir de vários meios, entre os quais destacamos
as
REGRAS DE HELFERICH,
que podem ser resumidas da seguinte forma:
Estas moléculas podem ser LINEARES ou ANGULARES
O
C
O
Se o átomo central “A” não
possui par de elétrons
disponíveis, a molécula é
LINEAR
O
H
H
Se o átomo central “A”
possui um ou mais pares de
elétrons disponíveis, a
molécula é
ANGULAR
Estas moléculas podem ser TRIGONAL PLANA ou PIRAMIDAL
F
F
B
Cl
N
Cl
Cl
F
Se o átomo central “A”
Se o átomo central “A”
não possui par de elétrons
possui par de elétrons
disponíveis a geometria da
disponíveis a geometria da
molécula será
molécula será
TRIGONAL PLANA
PIRAMIDAL
Estas moléculas terão uma geometria
TETRAÉDRICA
Cl
Cl
C
Cl
Cl
Estas moléculas terão uma geometria
BIPIRÂMIDE TRIGONAL
moléculas do PCl
5
Estas moléculas terão uma geometria
OCTAÉDRICA
moléculas do SF6
01) Dados os compostos covalentes, com as respectivas estruturas:
I : BeH2
-
linear.
Verdadeiro
II : CH4
-
tetraédrica.
Verdadeiro
III : H2O
-
linear.
Falso
IV : BF3
-
piramidal.
Falso
V : NH3
-
trigonal plana.
Falso
Pode-se afirmar que estão corretas:
a) apenas I e II.
b) apenas II, IV e V.
c) apenas II, III e IV.
d) apenas I, III e V.
e) todas.
02) As moléculas do CH4
e NH3 apresentam, as seguintes
respectivamente, as seguintes geometrias:
a) quadrada plana e tetraédrica.
b) pirâmide trigonal e angular.
c) quadrada plana e triangular plana.
d) pirâmide tetragonal e quadrada plana.
e) tetraédrica e pirâmide triangular.
Se o átomo central “A”
CH4
possui par de elétrons
N
H
Estas moléculas terão
uma geometria
TETRAÉDRICA
H
H
disponíveis a
geometria da
molécula será
PIRAMIDAL
d-
d+
H
Cl
CLORO
é mais eletronegativo que o
HIDROGÊNIO
H H
Os dois átomos
possuem a mesma
ELETRONEGATIVIDADE
A polaridade de uma molécula
que possui mais de dois átomos é expressa pelo
VETOR MOMENTO DE DIPOLO RESULTANTE (
Se ele for NULO, a molécula será APOLAR;
caso contrário, POLAR.
u
)
O
C
O
A resultante das forças é nula
(forças de mesma intensidade, mesma direção
e sentidos opostos)
A molécula do CO2 é APOLAR
O
H
A resultante das forças é
diferente de ZERO
H
A molécula da água é
POLAR
01) Assinale a opção na qual as duas substâncias são apolares:
a) NaCl e CCl4.
b) HCl e N2.
c) H2O e O2.
d) CH4 e Cl2.
e) CO2 e HF.
CH4, CCl4, CO2, N2, O2, Cl2.
COtêm
tem
geometria
LINEAR
CHN
CCl
geometria
TETRAÉDRICA
,O
são
substâncias
SIMPLES,
2 2
4 2e
2 e4 Cl
com
todos
ligantes
com
todos
osos
ligantes
portanto,
são
carbono
iguais,
portanto,
do do
carbono
iguais,
portanto,
sãoé
APOLARES
APOLAR
APOLARES
02) (UFES) A molécula que apresenta momento dipolar diferente
de zero (molecular polar) é:
a) CS2.
b) CBr4.
c) BCl3.
d) BeH2.
e) NH3.
NH3 tem geometria
piramidal, portanto, é POLAR
03) (UFRS) O momento dipolar é a medida quantitativa da polaridade de uma
ligação. Em moléculas apolares, a resultante dos momentos dipolares
referentes a todas as ligações apresenta valor igual a zero. Entre as
substâncias covalentes abaixo:
I) CH4
II) CS2
III) HBr
IV) N2
Quais as que apresentam a resultante do momento dipolar igual a zero?
S
C
S
H
Br
N
N
moléculas
moléculas
moléculas
LINEARES
DIATÔMICAS
DIATÔMICAS
com ligantes
com ligantes
com ligantes
tetraédrica que
iguais são
diferentes são
iguais são
são
APOLARES
POLARES
APOLARES
CH4
Molécula
APOLARES
São as ligações que resultam da interação
ENTRE MOLÉCULAS, isto é,
mantêm unidas moléculas de uma substância
As ligações INTERMOLECULARES podem ser em:
Dipolo permanente – dipolo permanente
Dipolo induzido – dipolo induzido ou
forças de dispersão de London
Ponte de hidrogênio
Em uma MOLÉCULA POLAR sua
extremidade NEGATIVA atrai a extremidade POSITIVA da
molécula vizinha, o mesmo ocorre com sua extremidade positiva
que interage com a parte negativa de outra molécula vizinha
+ –
+ –
+ –
– +
– +
– +
Nas moléculas APOLARES, uma nuvem
de elétrons se encontra em constante movimento
–
H
H
–
H
H
Se, durante uma fração de segundo, esta nuvem eletrônica
estiver deslocada para um dos extremos da molécula,
pode-se dizer que foi criado um
DIPOLO INDUZIDO,
isto é, por um pequeno espaço a molécula possui PÓLOS
Um caso extremo de atração dipolo – dipolo ocorre quando
temos o HIDROGÊNIO ligado a átomos pequenos e
muito eletronegativos, especialmente
o FLÚOR, o OXIGÊNIO e o NITROGÊNIO.
Esta forte atração chama-se
PONTE DE HIDROGÊNIO,
sendo verificada nos estados sólido e líquido
H
F
H
F
F
H
F
H
O
H
H
H
H
O
O
H
H
O
H
H
O
H
H
O
H
H
As pontes de hidrogênio são mais intensas que
as forças dipolo – dipolo permanente, e estas mais intensas que
as interações dipolo – dipolo induzido
01) Compostos de HF, NH3 e H2O apresentam pontos de
fusão e ebulição maiores quando comparados com H2S
e HCl, por exemplo, devido às:
a) forças de Van Der Waals.
b) forças de London.
c) pontes de hidrogênio.
d) interações eletrostáticas.
e) ligações iônicas.
02) (UCDB-DF) O CO2 no estado sólido (gelo seco) passa diretamente
para o estado gasoso em condições ambiente; por outro lado, o
gelo comum derrete nas mesmas condições em água líquida, a
qual passa para o estado gasoso numa temperatura próxima a
100°C. Nas três mudanças de estados físicos, respectivamente,
são rompidas:
a) ligações covalentes, pontes
de
hidrogênio e pontes de
hidrogênio.
b) interações de Van der Waals, ligações iônicas e ligações
iônicas.
c) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e ligações
covalentes.
d) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e pontes
de hidrogênio.
e) interações de Van
der
Waals, pontes
interações de Van der Waals.
de
hidrogênio
e
03) Considere o texto abaixo.
I HIDROGÊNIO
PONTES DE
“Nos icebergs, as moléculas polares da água associam-se por.................................
No gelo seco, as moléculas apolares do dióxido de carbono unem-se por
FORÇAS DE VAN
IIDER WAALS
...................................... . Conseqüentemente, a 1 atm de pressão, é possível
prever que a mudança de estado de agregação do gelo ocorra a uma temperatura
MAIOR
III
................
do que a do gelo seco.”
Para completá-lo corretamente, I, II e III devem
respectivamente, por:
a) Forças de London, pontes de hidrogênio e menor.
b) Pontes de hidrogênio, forças de Van der Waals e maior.
c) Forças de Van der Waals, pontes de hidrogênio e maior.
d) Forças de Van der Waals, forças de London e menor.
e) Pontes de hidrogênio, pontes de hidrogênio e maior.
ser
substituídos,