As forças intermoleculares são forças responsáveis pela união de moléculas diferentes.

*Ligação de hidrogênio

As ligações de hidrogênio são interações que ocorrem entre o átomo de hidrogênio e dois ou mais átomos, de forma que o hidrogênio sirva de "elo" entre os átomos com os quais interagem. São as interações intermoleculares mais intensas, medidas tanto sob o ponto de vista energético quanto sob o ponto de vista de distâncias interatômicas.
A ligação no hidrogênio é um dos casos especiais da tabela periódica pois na ligação covalente ou iónica que consiste na troca ou surgimento de eletrons o hidrogênio fica estável apenas com dois eletrons na sua camada de valência. O átomo de hidrogênio, em vez de se unir a um só átomo de oxigênio, pode se unir simultaneamente a dois átomos de oxigênio, formando uma ligação entre eles. Essa ligação é chamada ponte de hidrogênio e se forma sobretudo com os elementos muito eletronegativos (F;O;N). Entretanto esta ligação,do tipo eletrostático, não é muito firme, sendo preferível respresentá-la em pontilhado ou em tracejado nas fórmulas. Existem dois tipos de ponte de hidrogenio: a intramolecular e a intermolecular. A ligação intramolecular se faz na mesma molécula e a intermolecular se faz entre duas moléculas.

*forças dipolo permanente - dipolo induzido

São forças entre moléculas polares e apolares. Enquanto que nas moléculas polares a nuvem electrónica está deformada, havendo nas moléculas uma zona com excesso de carga negativa e outra com deficiência, nas moléculas apolares a nuvem electrónica é simétrica; em dado momento, a nuvem electrónica da molécula apolar vai ser distorcida, devido à força exercida pela molécula polar, levando à formação de um dipolo induzido. Estas ligações são tanto mais intensas quanto mais fácil for deformar as moléculas apolares.

Geometria das Moléculas

Para determinar a geometria das moléculas, devemos considerar a disposição espacial dos núcleos dos átomos que constituem essas moléculas e que irão originar diferentes formas geométricas.

Eletronegatividade

Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem, de atrair elétrons de outro átomo quando os dois formam uma ligação química.
Assim, um átomo que, quando isolado, possui grande potencial de ionização e grande afinidade eletrônica também apresentará, quando ligado a outro átomo, grande atração por elétrons, ou seja, terá uma alta eletronegatividade.
Podemos dizer que a eletronegatividade depende de dois fatores: tamanho do átomo e número de elétrons na última camada. Já conhecemos a influência do primeiro desses fatores: quanto menor é o átomo, maior é sua capacidade de atrair elétrons, já que a distância destes ao núcleo é menor. O segundo fator se deve à tendência que os átomos possuem de se tornarem mais estáveis quando completam oito elétrons na última camada. Átomos com maior número de elétrons na última camada exercem maior atração sobre os elétrons de outros átomos.
É o balanço entre esses fatores que determina qual, dentre dois átomos, é o mais eletronegativo. Por exemplo, o cloro tem sete elétrons na última camada e o oxigênio, seis. Se fosse considerado apenas esse fator, o cloro seria mais eletronegativo que o oxigênio por precisar de apenas um elétron para completar o octeto. Entretanto, o átomo de oxigênio é tão menor que o de cloro que essa característica acaba por superar o outro fator. Como resultado, o oxigênio se revela mais eletronegativo que o cloro. Isso nos permite dizer que, de modo geral:
Quanto menor o átomo e maior o número de elétrons na última camada, maior é sua eletronegatividade.

Para medir o quanto um átomo é mais ou menos eletronegativo que outro, foi proposta por Linus Pauling uma escala que atribui o valor 4,0 para o átomo de maior eletronegatividade, que é o de Flúor. Os valores para os outros átomos são então determinados por comparação. Por exemplo, e possível demonstrar, por experimentos, que o átomo de boro atrai os elétrons com a metade da força do flúor. Conseqüentemente, o valor da eletronegatividade do boro, nessa escala, é 4/2 = 2. Já o átomo de alumínio atrai os elétrons com três oitavos da força em relação ao flúor; isso significa que a eletronegatividade do Al na escala de Pauling é 4 . 3/8 = 1,5.
Um gráfico da eletronegatividade em função do número atômico, seria:

Polaridade das Ligações

Ligação Covalente Apolar: ocorre quando não há diferença de eletronegatividade entre os átomos da ligação.

Ligação Covalente Polar: ocorre quando há diferença de eletronegatividade entre os átomos da ligação. Neste caso há a formação de um dipolo representado por um vetor m, orientado no sentido do átomo de menor eletronegatividade para o de maior, chamado momento de dipolo.


Exemplo:

A polaridade das moléculas

Para compreendermos o conceito da existência de moléculas polares e apolares temos de rever um conceito básico da química, que é o da eletronegatividade, e relaciona-lo com o formato das moléculas; parece complicado, mas não é não.
A eletronegatividade é definida simplesmente como "a tendência relativa de um átomo atrair para si o par de elétrons de ligação quando ligado a outro por uma ligação covalente". A definição parece um pouco longa, mas é fácil de se perceber o tremendo conteúdo que contém se fizermos uma análise bem simples das estruturas de Lewis e utilizarmos outro conceito básico que é a regra do octeto.
As estruturas de Lewis são assim: coloca-se o símbolo do elemento, e, em torno, pontinhos indicando o número de elétrons de valência do elemento. Portanto, elementos do grupo 1 da Tabela Periódica (tenha uma em mãos e mãos à obra) levam um pontinho (eles só possuem um elétron de valência):

Os átomos do Grupo 2 da Tabela levam dois pontinhos, etc. Já a regra do octeto nos revela que a maioria dos átomos, principalmente os do segundo período da Tabela (do lítio ao flúor) tendem a ganhar elétrons para que sua camada de valência se torne a do gás nobre correspondente - no caso o neonio - ou tendem a perder elétrons para que a camada eletrônica que sobrar se pareça com aquela do gás nobre anterior - no caso o hélio. Parece complicado mas não é não. Considere, como o fez Lewis, a formação do composto iônico NaCl. Por Lewis podemos colocar que:

Web Quimica

Ligação metálica

Ligação metálica – é uma ligação química especial pois a sua formação envolve todos os átomos do metal ( não há moléculas), porque:

· Átomos metálicos com poucos electrões de valência, várias orbitais de valência vazias
· Energias de ionização baixas, electrões frouxamente atraídos aos núcleos
· Forma compacta como os átomos dos metais se associam


Os electrões de valência são partilhados entre cada átomo e seus vizinhos, entre estes e os seguintes e assim sucessiva e instantaneamente.



Os electrões de valência constituem assim um “mar” de carga eléctrica negativa, electrões deslocalizados por todo o cristal, onde se inserem os cernes atómicos, de carga positiva, de acordo com o respectivo empacotamento.

Propriedades dos Metais

Os metais possuem muitas propriedades características deles, que faz com que ele tenha uma grande funcionalidade no nosso dia-a-dia. Essas propriedades vêm do tipo da estrutura e do tipo de ligação dos metais.Veremos agora algumas propriedades dos metais:Condutividade Térmica e ElétricaOs metais possuem elétrons livres em suas ligações metálicas, o que permite um trânsito rápido de temperatura e calor. É por este motivo que os metais são bons condutores de calor e temperatura.Esta propriedade dos metais é muito útil em nossas vidas, como por exemplo, aquecer uma panela de ferro ou conduzir eletricidade até nossas casas.ResistênciaOs metais resistem bastante quando são tracionados com forças que tendem alongar ou torcer uma barra ou fio metálico. Estas propriedades vêm do fato, de que, a ligação metálica e muito forte, ou seja, mantém os átomos bem unidos.Esta propriedade é muito utilizada em construções civis, onde é colocado vergalhões de aço dentro de uma estrutura de concreto para torná-la mais resistente (concreto armado). Outra aplicação desta propriedade é vista nos cabos de elevadores.Ponto de fusão e de ebulição altosOs metais fundem e fervem em temperaturas geralmente bem elevadas, devido à ligação metálica ser muito forte, como mencionado na propriedade anterior, os átomos são intensamente unidos.Esta propriedade é muito importante, pois é graças a ela que podemos construir caldeiras, reatores, filamentos de lâmpadas, onde ocorrem aquecimentos intensos.