Aula6 inorganica

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QUÍMICA INORGÂNICA I 
Ligação Covalente I 
 
 Parte 6 
 
• Ligação Covalente 
 
 
Prof. Priscila Silva 
 
Ligação Covalente 
2 
Qui Inorg 1 – Parte 6 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
-Baseada na teoria do octeto (s2p6); 
-Há compartilhamento de elétrons; 
 
-Densidade eletrônica é bastante elevada na região 
internuclear, indicando que os elétrons são 
compartilhados. 
 
-Existem dois tipos de pares de elétrons: 
 - pares ligantes (pares compartilhados); 
 - pares não-ligantes (pares não-compartilhados). 
 
- Também possui energia de estabilização. 
 
 
Ligação covalente: balanço de forças 
3 
Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
Energia 
absorvida 
para 
quebrar 
ligação 
química 
Energia 
liberada 
para 
formar 
ligação 
química 
Comprimento 
de ligação 
E
ne
rg
ia
 P
ot
e
nc
ia
l 
(k
J
/m
ol
) 
Distância Internuclear (pm) 
Ligações Químicas 
4 
Ligações Químicas 
Iônica Covalente Metálica 
Apolar Polar 
-Ligação homonuclear; 
ou 
- Ligação entre átomos com 
eletronegatividades próximas. 
-Ligação heteronuclear 
entre átomos com 
eletronegatividades distintas. 
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0,0 0,5 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0
0
20
40
60
80
100
%
 C
ar
at
er
 iô
ni
co
Diferença de eletronegatividade
Ligação iônica X ligação covalente 
5 
H2 
HF 
FrF 
NaCl 
KBr 
HCl 
H2O 
BaF2 
BeCl2 
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Por que classificamos HF como covalente 
se possui 60% de caráter iônico? 
6 
Não observamos nesse composto características de 
compostos iônicos, ou seja: 
-O HF é gás à temperatura ambiente, ou seja, não 
possui elevadas temperaturas de fusão e ebulição. 
- A ligação iônica é caracterizada pela ligação entre 
um metal (baixa energia de ionização) e um ametal 
(alta afinidade eletrônica). 
 
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Propriedades dos compostos covalentes (ou moleculares): 
7 
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- Pode ser encontrado, à temperatura ambiente, nos três 
estados de agregação, sendo os estados líquido e gasoso 
mais comum; 
- Apresentam PF e PE menores que os compostos iônicos; 
- Não conduzem eletricidade; 
-Quando no estado sólido, podem apresentar dois tipos 
de retículos cristalinos: covalentes e moleculares 
 
Ligação química na qual há compartilhamento de 
elétrons entre os átomos. 
S (s) + O2 (g) → SO2 (g) 
SO2 
+ 
Enxofre sólido Oxigênio gasoso 
O2 
→ 
Dióxido de enxofre gasoso 
13 
Reação entre enxofre e oxigênio 
8 
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Exemplo de ligação covalente: estrutura do DNA 
9 
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Estruturas de Lewis 
A teoria de Lewis é chamada 
frequentemente de teoria do 
octeto, por causa do 
agrupamento cúbico de oito 
elétrons. 
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10 
Gilbert Newton Lewis 
(1875-1946) 
Representação dos pontos de Lewis 
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11 
 
1. Escrever o esqueleto estrutural do composto utilizando os símbolos químicos e 
colocando os átomos ligados entre si perto uns dos outros. Em geral, o átomo 
menos eletronegativo ocupa a posição central. O H e o F ocupam normalmente as 
posições terminais. 
 
2. Contar o número total de e- de valência. Para ânions poliatômicos, adicionar o 
número total de cargas negativas. (p. ex, para o CO3 
2– adicionamos dois elétrons, 
pois a carga 2– indica que existem dois elétrons a mais). Para cátions 
poliatômicos, subtraímos o número de cargas positivas desse total (para NH4
+ 
subtraímos um elétron porque a carga +1 indica a perda de um elétron). 
 
3. Colocar 1 ligação covalente simples entre o átomo central e cada um dos átomos a 
seu redor. 
 
4. Completar os “octetos” dos átomos ligados ao átomo central. Os elétrons que 
pertencem ao átomo central ou aos átomos vizinhos devem ser representados 
por pares isolados quando não se encontram envolvidos na ligação. 
 
5. Após completar os passos 1 a 3, se o átomo central tiver menos que oito elétrons, 
tentar adicionar ligações duplas e triplas entre o átomo central e os átomos 
vizinhos, utilizando os pares isolados desses últimos átomos. 
12 
A estrutura de Lewis 
Para pensar ... 
Dê a estrutura de Lewis para os seguintes 
compostos: 
 
a- NOCl 
 
b- HNO3 
 
c- BF4- 
 
d- NH3 
 
 
e- CO32- 
 
 
 
13 
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H2 (g) H (g) + H (g) ∆H0 = 436,4 kJ 
Cl2 (g) Cl (g) + Cl (g) ∆H0 = 242,7 kJ 
HCl (g) H (g) + Cl (g) ∆H0 = 431,9 kJ 
O2 (g) O (g) + O (g) ∆H0 = 498,7 kJ O O 
N2 (g) N (g) + N (g) ∆H0 = 941,4 kJ N N 
Energia de ligação 
Ligação simples < Ligação dupla < Ligação Tripla 
A energia necessária para quebrar uma ligação química em 
particular em um mol de moléculas gasosas é denominada 
energia de ligação. 
Energia de Ligação 
14 
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Raios covalentes 
15 
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- O raio covalente de um dado átomo pode ser dado pela 
metade do comprimento de sua ligação simples 
homonuclear. 
H 
30 
B 
86 
C 
77 
N 
70 
O 
66 
F 
58 
Si 
117 
P 
112 
S 
102 
Cl 
100 
Ge 
122 
As 
122 
Se 
116 
Br 
114 
Sn 
140 
Sb 
140 
Te 
143 
I 
134 
O raio covalente 
e as posições 
dos elementos na 
classificação 
periódica se 
correlacionam. A 
tendência é a 
mesma da carga 
nuclear efetiva 
Tipo de Ligação 
Comprimento da 
Ligação (pm) 
C-C 154 
CC 133 
CC 120 
C-N 143 
CN 138 
CN 116 
Comprimento das Ligações 
Ligação Tripla < Ligação Dupla < Ligação Simples 
74 pm 161 pm 
H2 HI 
17 
Comprimento das ligações covalentes 
16 
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Ligações Múltiplas e ordem de ligação 
17 
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-A ordem de ligação (OL) é igual ao número de pares de 
elétrons compartilhados. 
- Quanto maior a ordem de ligação tanto mais forte ela é 
e tanto menor é o seu comprimento. 
N2 N2H4 
Energia de ligação N-N (KJ/mol) 945 158 
Comprimento de ligação N-N (pm) 110 147 
Fluoreto de hidrogênio 
Cloreto de hidrogênio 
Brometo de hidrogênio 
Iodeto de hidrogênio 
Energia de ligação H-X 
(KJ/mol) 
Comprimento de 
ligação (pm) 
HF 565 92 
HCl 428 127 
HBr 362 141 
HI 294 161 
Comprimento de ligação 
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18 
Ressonância 
19 
Qui Inorg 1 – Parte 6 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
-Moléculas que não podem ser descritas por um única 
estrutura de Lewis. 
H
HH
HH
H
H
H
H
H
H
H
C-C: 154 pm 
C=C: 133 pm 
Observada 140 pm 
 
 
O C O 
O 
- - 
O C O 
O 
- 
- 
- 
O C O 
O 
- 
Para pensar... 
20 
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- Desenhe as estruturas de ressonância para o SO32- 
carga formal 
de um átomo 
em uma 
estrutura de 
Lewis 
= 
1 
2 
Número total 
de elétrons 
ligantes 
Número total 
de elétrons 
de valência no 
átomo livre 
 - 
Número total 
de elétrons 
não ligantes 
- 
A soma da carga formal dos átomos em uma molécula 
(ou íon) deve ser igual a carga da molécula (ou íon). 
21 
Carga Formal 
C O
H
H
Duas possíveis estruturas para o formaldeído CH2O 
Qui Inorg 1 – Parte 6 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
.. .. 
C O HH
H C O H 
C – 4 e- 
O – 6 e- 
2H – 2x1 e- 
12 e- 
 2 ligações simples (2x2) = 4 
 1 ligação dupla = 4 
2 pares isolados (2x2) = 4 
 Total = 12 
Carga formal 
do C = 4 - 2 - ½ x 6 = -1 
Carga formal 
do O = 6 - 2- ½ x 6 = +1 
-1 +1 
carga formal 
de um átomo 
em uma 
estrutura de 
Lewis 
= 
1 
2 
Número total 
de elétrons 
ligantes 
Número total 
de elétrons 
de valência no 
átomo livre 
- 
Número total 
de elétrons 
não ligantes 
- 
22 
Qui Inorg 1 – Parte 6 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
C – 4 e- 
O – 6 e- 
2H – 2x1 e- 
12 e- 
 2 ligações simples (2x2) = 4 
 1 ligação dupla = 4 
2 pares isolados (2x2) = 4 
Total = 12 
H 
C O 
H 
Carga formal 
do C = 4 - 0 - ½ x 8 = 0 
Carga formal 
do O = 6 - 4 - ½ x 4 = 0 
0 0 
carga formal 
de um átomo 
em uma 
estrutura de 
Lewis 
= 
1 
2 
Número total 
de elétrons 
ligantes 
Número total 
de elétrons de 
valência no 
átomo livre 
- 
Número total 
de elétrons 
não ligantes 
- 
23 
Qui Inorg 1 – Parte 6 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
1. Para moléculas neutras, a estrutura de Lewis preferida é 
aquela na qual não há carga formal sobre os átomos. 
2. Estruturas de Lewis com pequenas cargas formais são mais 
plausíveis que aquelas com altos valores de carga formal 
sobre os átomos. 
3. Dentre as estruturas de Lewis com distribuições similares 
de cargas formais sobre os átomos, a estrutura mais 
plausível é aquela na qual a carga formal negativa está sobre 
o átomo mais eletronegativo. 
Qual é a melhor estrutura de Lewis para o CH2O? 
H C O H 
-1 +1 H 
C O 
H 
0 0 
Carga formal e estrutura de Lewis 
24 
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Exceções à regra do octeto 
25 
1- Moléculas que possuem número ímpar de elétrons (ex: 
NO e NO2); 
 
2- Moléculas que não possuem elétrons de valência 
suficiente para que todos os átomos atinjam o octeto (ex: 
BF3, BeH2 e LiCH3; 
 
3- Moléculas que expandem o octeto (elementos do 3º 
período em diante; participação dos orbitais d) (ex: PCl5 e 
AsF6-) 
Dê as estruturas de Lewis para os compostos em vermelho. 
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F B F 
F 
Comprimento da Ligação B-F no BF3 = 130,9 pm 
Em uma ligação simples = 137,3 pm 
Resultado experimental da suporte as estruturas de ressonância 
F B F 
F 
+ - 
F B F 
F 
+ - 
F B F 
F 
+ 
- 
26 
Para pensar ... 
 Dê as estruturas de ressonância para o composto BF3 
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Eletronegatividade e polaridade de 
ligações e moléculas 
27 
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Quanto maior for a diferença de eletronegatividade 
entre dois elementos, tanto mais polar será a ligação 
entre eles. 
Momento de 
dipolo resultante 
= 1,46 D 
Momento de 
dipolo resultante 
= 0,24 D 
28 
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Polaridade do NH3 e NF3 
Eletronegatividade e polaridade de 
ligações e moléculas 
29 
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H F 
F H 
Região rica 
em elétrons 
Região pobre 
em elétrons 
+ - 
19 
- carga 
+ carga 
30 
Ligação covalente polar 
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31 
Ligação covalente polar 
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CH3CH2OH 
CH3OCH3 
CH3CH2NH2 
32 
Outros exemplos de ligação covalente polar 
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A molécula CH2Cl2 
possui momento de 
dipolo? 
Para pensar ... 
33 
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Momento de Dipolo e Moléculas Polares 
H F 
Região rica em 
elétrons 
Região com 
deficiência de 
elétrons 
+ - 
m = Q x r 
Q é a carga 
r é a distância entre as cargas 
Unidade do m: Debye, sendo que 1 D = 3,36 x 10-30 C m 
34 
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Comportamento das moléculas polares 
em um campo elétrico 
35 
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Polaridade das ligações covalentes 
36 
Momentos dipolares de algumas moléculas 
 
Molécula Momento dipolar m em Debeys 
HF 1,91 
HCl 1,03 
HI 0,42 
H2O 1,87 
NH3 1,47 
CO2 0 
CO 0,12 
CH4 0 
CH3Cl 1,08 
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H2 (g) + F2 (g) 2HF (g) 
A reação entre os gases H2 e F2 gerando o gás HF é uma 
processo exotérmico ou endotérmico? 
 
Energias de ligação em KJ/mol: 
H-H= 436,4; 
F-F = 156,9; 
H-F= 568,2. 
37 
Para pensar ... 
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∆H0 = EL(reagentes) – EL(produtos) 
Tipo de 
ligação 
rompida 
Número de 
ligações 
rompidas 
Energia de 
ligação 
(kJ/mol) 
Variação de 
Energia (kJ) 
H H 1 436,4 436,4 
F F 1 156,9 156,9 
Tipo de 
ligação 
formada 
Número de 
ligações 
formadas 
Energia de 
ligação 
(kJ/mol) 
Variação de 
Energia (kJ) 
H F 2 568,2 1136,4 
∆H0 = 436,4 + 156,9 – 2 x 568,2 = -543,1 kJ 
Energia consumida Energia liberada EXOTÉRMICO! 
42 
H2 (g) + F2 (g) 2HF (g) 
38 
Resposta 
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Geometria Molecular 
Arranjo depende do número de pares de elétrons (ligantes 
e não-ligantes) ao redor de um átomo central: 
As Cl Cl 
Cl 
Deve-se determinar o número estérico do átomo central: 
Número total de pares eletrônicos (solitários e 
compartilhados) ao redor do átomo. 
3 pares ligantes 
1 par não-ligante 
número estérico do As é 4 
39 
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Arranjo depende do número de pares de elétrons (ligantes 
e não-ligantes) ao redor de um átomo central: 
 
 2 3 4 5 6 
Geometria Molecular 
40 
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Geometria Molecular: é o arranjo tridimensional dos átomos em uma 
molécula (ou íon poliatômico) 
Densidade 
Ponto de fusão 
Reatividade química 
Ponto de ebulição 
Solubilidade 
Ácido fumárico 
(isômero trans) 
Ácido malêico 
(isômero cis) 
P.F. = 287 oC 
d = 1,635 g/cm3 
Solub. água = baixa 
P.F. = 131 oC 
d = 1,59 g/cm3 
Solub. água = alta 
Por que é importante a geometria molecular? 
Geometria 
Molecular 
afeta... 
41 
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Regiões de alta concentração de elétrons ocupam posições que 
as afastam o máximo possível. 
Todas as ligações se repelem da mesma maneira, 
independentemente de serem simples, duplas ou triplas. 
A ligação em torno de um átomo central não depende do 
número de “átomos centrais” da molécula. 
Os pares de elétrons isolados contribuem para a forma da 
molécula, embora eles não sejam incluídos na descrição da 
forma molecular. 
Os pares de elétrons isolados exercem uma repulsão maior do 
que os pares de elétrons de ligação e tendem a comprimir os 
ângulos de ligação. 
Modelo VESPR 
42 
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 Modelo VSEPR 
 AX2 AX3 AX4 AX5 AX6 
Linear triangular-planar tetraédrica bipirâmide-trigonal octaédrica 
 
 BeF2 BF3 CH4 PCl5 SF6 
43 
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Repulsão 
par ligante x par ligante 
Repulsão 
par isolado x par isolado 
Repulsão 
par isolado x par ligante 
> > 
 
 E os pares de elétrons não-ligantes? 
44 
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Gangorra 
1 5 
 
 
 
Bipirâmide trigonal 
0 5 
 
Angular 
 
2 4 
 
Pirâmide trigonal 
1 4 
 
 
 
Tetraédrica 
0 4 
Trigonal plana 0 3 
Linear 0 2 
Geometria molecular no pares solitários no estérico 
45 
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Geometria molecular no pares solitários no estérico 
 
Quadrado planar 
 
2 6 
 
Pirâmide tetragonal1 6 
 
Octaédrica 
 
0 6 
 
Linear 
 
3 5 
 
T 
 
2 5 
46 
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Para pensar ... 
Dê a estrutura de Lewis e a geometria correta 
para os seguintes compostos: 
 
a- H3O+ 
 
b- BrF5 
 
c- BF3 
 
d- PCl6- 
 
 
e- XeF4 
 
 
 
47 
Qui Inorg 1 – Parte 6 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
Ligações múltiplas 
O tamanho das ligaçãos entre dois átomos depende do 
número de elétrons compartilhado. 
48 
Qui Inorg 1 – Parte 6 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
Ligações múltiplas 
Uma espécie será tanto mais estável quanto maior for o 
número de ligações presentes. 
49 
Qui Inorg 1 – Parte 6 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
50 
Qui Inorg 1 – Parte 6 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
A molécula de H2O 
51 
Qui Inorg 1 – Parte 6 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
A molécula de H2O 
Ligações de 
hidrogênio entre 
moléculas de água. 
Solvatação de 
compostos iônicos. 
Fulereno 
 
52 
Retículos cristalinos para sólidos covalentes 
53 
Retículos cristalinos para sólidos covalentes 
Diamante 
Grafite 
54 
Estrutura cristalina do diamante