Ocorre geralmente entre AMETAIS eHIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a

de eletronegatividade < 1,7.

LIGAÇÃO COVALENTE

(MOLECULAR)

Ligações covalentes normaisFórmula de Lewis

Fórmula estrutural Fórmula molecular

H

H

OO

NN

H H

O ON N

H2

N2

O2

Lig. Covalente Simples

Lig. Covalente Dupla

Lig. Covalente Tripla

1 sigma

1 sigma + 1 pi

1 sigma + 2 pi

A B

Orbitais moleculares

e

A B

A B

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 .

“Braços” são ligações simples, duplas, triplas ou dativas que estão em volta do elemento central.

Nx x

2 “Braços” 3 “Braços” 4 “Braços”

C C

GEOMETRIA MOLECULAR

Moléculas Diatômicas - Linear

2 “Braços”

Moléculas Poliatômicas:Sobra e-: ANGULAR

Ñ sobra e-: LINEAR

3 “Braços”Sobra e-: PIRAMIDAL

Ñ sobra e-: TRIGONAL

4 “Braços” TETRAÉDRICA

H2O CO2

NH3 SO3

CH4

HH HH

X2Ex.: H2, N2, O2

Geometria: Linear

Ângulo: 180°

Moléculas Diatômicas

XYEx.: HBr, HCl, HF

Geometria: Linear

Ângulo: 180°

HH ClCl

Moléculas Diatômicas

XY2Ex.: CO2, CS2

Geometria: Linear

Ângulo: 180°

CC OOOO

2 “Braços”Moléculas

Poliatômicas

Ex.: SO2

Geometria: Angular

Ângulo: 112°

XY2 e2 “Braços”

Moléculas Poliatômicas

S

O O

Ex.: H2O, H2S

Geometria: Angular

Ângulo: 105°

XY22e2 “Braços”

Moléculas Poliatômicas

OO

HH HH

XY3Ex.: BF3, BH3

Geometria: TrigonalPlana

Ângulo: 120°

HH

HH

HHBB

3 “Braços”Moléculas

Poliatômicas

Ex.: NH3, PH3

Geometria: Piramidal

Ângulo: 107°

XY3 e3 “Braços”

Moléculas Poliatômicas

NNHH HH

HH

Ex.: CH4,CCl4

Geometria: TetraédricaÂngulo: 109°28’

XY4

CCHH

HH

HHHH

4 “Braços”Moléculas

Poliatômicas

Geometria das moléculas orgânicas

Com 1 átomo de carbono:

• Linear (2 ligações duplas ou 1 simples e 1 tripla)- Insaturado

• Trigonal Plano ( 1 dupla e 2 simples) – insaturado

• Tetraédrico (4 ligações simples)- saturado

Geometria das moléculas orgânicas

Moléculas orgânicas maiores:

Observa-se geometria dos carbonos (ligações de cada carbono)

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).

H Cl + (Pólo)

Pólo: é a região com acúmulo de carga elétrica. -

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 HO 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 Nº de átomos iguais

eletrônicas ao redor = ligados ao átomo

do átomo central central

Molécula apolar

Polaridade de moléculas

Nº de nuvens Nº de átomos iguais

eletrônicas ao redor ≠ ligados ao átomo

do átomo central 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

HH HH

HH ClCl

CC

HH

HH

HH

HH

OO

HH HH

NN

HH HH

HH

APOLAR

POLAR

POLAR

POLAR SIMÉTRICA = APOLAR

Polaridade de moléculas Orgânicas (exemplos)

• Metano (CH4), eteno ou etileno (C2H4), etino ou acetileno (C2H2), tetracloreto de carbono (CCl4), são APOLARES

• Hidrocarbonetos com cadeias maiores, são apolares ou têm baixa polaridade (ex. frações do petróleo)

Polaridade de moléculas Orgânicas (exemplos)

• Óleos e gorduras – polaridade praticamente nula.

• Metanol (H3C-OH), éter dimetílico

(H3C-O-CH3), são POLARES

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:

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:

Forças de dipolo permanente

+H Br -

+H Br -

+H Br -

+H Br -+H Br -

+H 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 WallsJohannes Diderik Van der Walls,

Leiden 1837 - Amsterdan 1923- físico 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 Pressão causa uma aproximação

induzido entre as moléculas surgindo, assim,

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 HidrogênioPrincipais 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 HMoléc. Polares

Com H ligado a FON

Muito Fortes

Altos PF e PE

Forças de Van Der Waals

Dipolo-Dipolo(Permanente)

Moléc.

PolaresMédias

Dipolo Instantâneo- Dipolo Induzido

Moléc.

Apolares

Muito Fracas

Baixos PF e PE

Propriedades Físicas dos Compostos

Ponto de Fusão e Ponto de EbuliçãoEm 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 Pontes de Dipólo Van der

iônicas hidrogênio permanente WallsSólido Líquido 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.

Tamanho da cadeia carbônica e solubilidade

• A solubilidade diminui com o aumento da cadeia carbônica.

• O metanol (H3C-OH) se dissolve bem em água, pois o OH é polar, mas se um álcool tiver um número grande de carbonos e hidrogênios, se assemelha a hidrocarboneto e predomina a parte apolar, diminuindo a solubilidade.

Grupos hidrófobos e hidrófilos

• Hidrófilos: são as partes polares de uma molécula. Ex: -OH, -NH2, -COOH. Quanto maior o nº desses grupos, maior será a tendência de a substância se solubilizar em água.

Grupos hidrófobos e hidrófilos

• Hidrófobos: São as partes apolares de uma molécula. Quando estão em grande quantidade não deixam que a substância se dissolva bem em água.

Livro didático:

• Química na abordagem do cotidiano; vol 3, Peruzzo/Canto

• Capítulo 4, da página 70 à 91

• Exercícios sobre todo o capítulo: da página 88 à 91.