• Normalmente: Metal + Ametal

Como funciona?

• O metal tem tendência a doar elétrons (baixa eletronegatividade).

• O ametal tem tendência a receber elétrons (alta eletronegatividade).

• Quando o metal doa elétrons para o ametal, formam-se íons:

  • Metal vira cátion (+)

  • Ametal vira ânion (-)

• Esses íons se atraem fortemente, formando um composto sólido cristalino.

Exemplos: H2O (água)

• Metal + Ametal → Ligação Iônica (doação/recebimento de elétrons)

• Ametal + Ametal → Ligação Covalente (compartilhamento de elétrons)

• Metal + Metal → Ligação Metálica (mar de elétrons)

Ligações Duplas: Compostas por 1 ligação sigma e uma PI, sendo essa mais fraca. (EX: O2)

Ligações Triplas: Composta por 1 sigma e 2 PI. (EX: N2)

Exemplo: Ferro, Cobre, etc.

Exemplo: Aço (Ferro e Carbono)

Enquanto que toda ligação iônica é polar, a polaridade da ligação covalente depende dos átomos presentes na molécula.

Uma ligação covalente é apolar quando apenas átomos de um mesmo elemento químico estão unidos; já quando são elementos diferentes, há diferença de eletronegatividade e a molécula é polar.

A diferença de eletronegatividade entre átomos classifica as ligações em polar e apolar.

• Ligações apolares: os átomos envolvidos na ligação possuem diferença de eletronegatividade igual ou muito próxima de zero.

• Ligações polares: a diferença de eletronegatividade entre os átomos da ligação é diferente de zero.

As moléculas são formadas por átomos unidos por ligações covalentes e os principais tipos de geometrias são:

• Geometria linear;

• Geometria angular;

• Geometria trigonal plana;

• Geometria piramidal;

• Geometria tetraédrica;

Quando um átomo doa elétrons, ele fica carregado positivamente e recebe o nome de cátion. O átomo que recebe os elétrons se torna uma espécie carregada com carga negativa e recebe o nome de ânion.

Nesse caso, a diferença de eletronegatividade ultrapassa o valor de 1,7 devido a forte atração de um dos átomos pelos elétrons, fazendo com que a ligação seja polar.

Exemplo: NaCl = 0,9 - 3,0 = 2,1

A diferença de eletronegatividade entre átomos classifica as ligações covalentes em polar e apolar.

• Ligações covalentes apolares: estabelecida entre átomos de um mesmo elemento químico.

• Ligações covalentes polares: estabelecida entre elementos químicos diferentes, ou seja, que possuem eletronegatividades diferentes.

Apolar: H2 = 2,2-2,2= 0

Polar: HBr = 2,2-2,96=0,76

Oxigênio: 3,5

Nitrogênio: 3,0

Cloro: 3,0

Bromo: 2,8

Carbono: 2,5

Hidrogênio: 2,1

Nesse tipo de geometria é formado uma reta com ângulo de 180° entre os núcleos atômicos, pois não há elétrons desemparelhados.

São exemplos de moléculas com geometria linear: H₂, HCl, BeF₂, BeBr₂, CO₂, C₂H₂, BeH₂ e XeF₂.

Nesse tipo de geometria, os ângulos entre as ligações são menores que 120º.

São exemplos de moléculas com geometria angular: H₂O, O₃, SO₂ e SF₂.

São exemplos de moléculas com geometria trigonal: COCl₂, H₂CO₃, SO₃, NO₃^-, BF₃ e BH₃.

São exemplos de moléculas com geometria piramidal: NH₃, ClO₃^-, PCl₃ e H₃O.

São exemplos de moléculas com geometria tetraédrica: NH₄, CH₄, BF₄^-, CH₄ e CH₃Cl.

O trihidreto de boro é uma exceção à regra do octeto, pois o boro possui apenas seis elétrons em sua camada de valência.