Ligações Químicas e Intermoleculares: Guia Completo

Ligações Químicas

São ligações de um átomo com outro para formar moléculas ou compostos iônicos. Possui 3 tipos:

Ligação Iônica

É a ligação de dois ou mais íons de cargas diferentes entre si. A estrutura obtida deve ser eletricamente neutra e com configuração de gás nobre. É uma ligação de metal com não metal de natureza elétrica, com ligação forte, formando compostos sólidos do tipo íon-fórmula, ou seja, substâncias em forma de cristais iônicos.

Ligação Covalente

É uma ligação de metal com não metal onde ambos, para terem estrutura de gás nobre, precisam receber elétrons. Porém, como não há átomo para doar elétrons, eles precisam compartilhar elétrons entre si. É uma ligação de natureza magnética, bem mais fraca que a iônica, e dá origem a um composto chamado molécula.

Possui 3 tipos de fórmula:

• Eletrônica: onde aparecem os átomos envolvidos com os pares de elétrons compartilhados.
• Estrutural plana: onde aparecem os átomos envolvidos, mostrando por um traço um par de elétrons entre os átomos (ligação covalente simples), dois traços quando há dois pares de elétrons compartilhados (ligação covalente dupla), e três traços quando há três pares eletrônicos compartilhados (ligação covalente tripla).
• Molecular: onde aparecem quais e quantos são os átomos que se ligaram.

Regra do Octeto ou de Lewis

Essa teoria diz:

• Inicialmente, somam-se os elétrons de valência de todos os átomos componentes da molécula (os elétrons de valência são os elétrons da família).
• Em seguida, coloca-se no centro o átomo que mais elétrons precisa compartilhar. Em caso de empate, coloca-se o menos eletronegativo. Todo H de ácido oxigenado que ioniza deve estar ligado em O, e o H de ácido oxigenado que não ioniza liga-se ao átomo central.
• Coloca-se um traço e completa-se com pares de elétrons o octeto de todos os participantes (exceto H, B, Be).
• Somam-se os elétrons da molécula: se a soma dos elétrons de valência fechar, está correto. Caso contrário, se sobraram elétrons, deve-se substituir uma ou mais ligações simples por uma dupla ou tripla, até que o número de elétrons distribuídos na molécula se equipare aos elétrons de valência somados no início.

Geometria Molecular

Chamamos de região ligante uma ligação simples, dupla ou tripla entre dois átomos, e de região não ligante um par de elétrons livres ao redor de um átomo.

• Tetraédrica: 4 regiões em torno de um átomo central. O átomo ocupa o centro de um tetraedro regular e as quatro regiões ocupam os vértices, formando ângulos de 109°28'.
• Piramidal: 3 regiões ligantes e uma não ligante. O ângulo é de 109°28', mas se o átomo ligado for H, o par de elétrons livres exerce repulsão, passando o ângulo para 107°.
• Angular: 2 regiões ligantes e duas não ligantes. Ângulo de 109°28', mas se o átomo ligado for H, o ângulo será de 105° devido à repulsão dos pares de elétrons não ligantes.
• Trigonal plana: 3 regiões ligantes. Ângulos de 120°. Normalmente o átomo central apresenta uma ligação dupla e duas simples.
• Linear: 2 regiões ligantes. Ângulo de 180°. Normalmente o átomo central apresenta uma ligação tripla e uma simples, ou duas ligações covalentes duplas.

Ligação Metálica

É uma ligação de metal com metal e é bastante forte.

Ligações Intermoleculares

São as ligações de uma molécula com outra, fazendo com que várias moléculas permaneçam interligadas formando as substâncias. Dependendo da intensidade dessas forças, as substâncias apresentam-se no estado sólido, líquido ou gasoso.

Tipos de Forças Intermoleculares

• Dipolo-Dipolo: Ocorrem entre moléculas polares. Quando na molécula polar houver átomo de H ligando-se com F, O ou N, a força é chamada de Ponte de Hidrogênio, sendo mais forte devido à grande diferença de eletronegatividade.
• Van der Waals (Dispersão de London ou Dipolo Induzido): Ocorrem somente entre moléculas apolares. É a ligação intermolecular mais fraca. A força aumenta com a massa molar: quanto maior a massa molar da molécula apolar, maior será a força de Van der Waals.