Aula6 inorganica
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QUÍMICA INORGÂNICA I 
Ligação Covalente I 
 
 Parte 6 
 
\u2022 Ligação Covalente 
 
 
Prof. Priscila Silva 
 
Ligação Covalente 
2 
Qui Inorg 1 \u2013 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 \u2013 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). 
 
Qui Inorg 1 \u2013 Parte 6 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
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) \u2192 SO2 (g) 
SO2 
+ 
Enxofre sólido Oxigênio gasoso 
O2 
\u2192 
Dióxido de enxofre gasoso 
13 
Reação entre enxofre e oxigênio 
8 
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Exemplo de ligação covalente: estrutura do DNA 
9 
Qui Inorg 1 \u2013 Parte 6 Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
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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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\u2013 adicionamos dois elétrons, 
pois a carga 2\u2013 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 \u201coctetos\u201d 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) \u2206H0 = 436,4 kJ 
Cl2 (g) Cl (g) + Cl (g) \u2206H0 = 242,7 kJ 
HCl (g) H (g) + Cl (g) \u2206H0 = 431,9 kJ 
O2 (g) O (g) + O (g) \u2206H0 = 498,7 kJ O O 
N2 (g) N (g) + N (g) \u2206H0 = 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\uf03dC 133 
C\uf0baC 120 
C-N 143 
C\uf03dN 138 
C\uf0baN 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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Ressonância 
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Qui Inorg 1 \u2013 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 
Qui Inorg 1 \u2013 Parte 6 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
- 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 \u2013 Parte 6 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
.. .. 
C O HH
H C O H 
C \u2013 4 e- 
O \u2013 6 e- 
2H \u2013 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