Aula6-Liga%C3%A7%C3%A3oCovalente

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14/04/2010
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Estrutura da Matéria
Ligação Covalente
Aula 6
Ligação covalente
• Forma-se através do compartilhamento de um par de
elétrons por dois átomos, até que eles atinjam a
configuração de gás nobre .
• Forma-se entre elementos não metálicos (possuem E. I.
altas, portanto, não tendem a perder elétrons).
•Os átomos participantes da ligação são mantidos
unidos através da interação eletrostática entre os
dois elétrons e os dois núcleos.
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Dois átomos de hidrogênio separados, mostrando as atrações
elétron-núcleo e as repulsões elétron-elétron e núcleo-núcleo.
As atrações elétron-núcleo entre os dois átomos são
praticamente nulas.
Formação da ligação covalente: a otimização das atrações e
repulsões faz com que os elétrons fiquem localizados entre os
dois núcleos. Os núcleos são atraídos pelos dois elétrons.
Energia potencial em função da distância inter-nuclear, durante
a formação da ligação H-H, a partir de átomos de H isolados.
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H + H  fórmula eletrônica (pontos)
HH fórmula estrutural de Lewis (o par
de elétrons da ligação é representado por um traço)
H2 fórmula molecular
H H
Formação da ligação covalente e representação da 
ligação covalente para a molécula de H2
Utilizando o conceito de valência:
• elementos da família 7A tem valência 1 (em geral, compartilha 1 par de elétrons)
• elementos da família 6A tem valência 2 (em geral, compartilha 2 pares de elétrons)
• elementos da família 5A tem valência 3 (em geral, compartilha 3 pares de elétrons)
•elementos da família 4A tem valência 4 (em geral,compartilha 4 pares de elétrons)
hidrogênio tem valência 1 (em geral, compartilha 1 par de elétrons)
Estruturas de Lewis para representar 
a ligação covalente 
•
••
•
••
H Cl
par de elétrons 
não compartilhado 
(par de elétrons isolado)
par de elétrons 
compartilhado (par 
de elétrons da ligação)
Elétrons de valência podem ser de dois tipos: 
• Par de elétrons compartilhados (par de elétrons da ligação)
• Par de elétrons não compartilhado (par de elétrons isolado)
Vejamos agora algumas aplicações da regra do octeto:
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i) Ligação covalente simples: formada pelo compartilhamento de
apenas um par de elétrons entre dois átomos
Ex.: H2, HCl, H2O, CH4
H2O : Oxigênio tem valência 2, forma 2 ligações covalentes
Estrutura eletrônica (de pontos) e estrutura de Lewis do CH4
Há 4 pares de elétrons compartilhados e nenhum par de elétrons isolado
CH4 : Como Carbono tem valência 4, forma 4 ligações covalentes
O HH
Estrutura de Lewis da H2O
Há dois pares de elétrons compartilhados e dois pares de elétrons isolados
 Ligação tripla: formada pelo compartilhamento de três 
pares de elétrons
Ex.: N2
estrutura eletrônica de pontos
N N
ligação tripla
ii)Ligação covalente múltipla: formada pelo compartilhamento
de mais de um par de elétrons.
 Ligação dupla: formada pelo compartilhamento de dois pares
de elétrons
Ex.: CO2
estrutura eletrônica de pontos
C OO
estrutura de Lewis 
C OO
N N
estrutura de Lewis
ligações dupla
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Ligação covalente coordenada: Formada quando o par de
elétrons é fornecido por um dos átomos, porém, este par é
compartilhado igualmente pelos dois átomos que participam da
ligação.
Ex.: CO
C O
Uma ligação covalente coordenada: 
par de elétrons provém do oxigênio
Estrutura de Lewis
Estrutura 
eletrônica de 
pontos
C O
Exceções à regra do octeto: alguns elementos
podem compartilhar elétrons tal que o n0 de
elétrons na C. V. não segue a regra do octeto.
 Compostos com átomo que fica com menos do que 8 
elétrons na camada de valência:
i) Hidrogênio
Só acomoda no máximo dois elétrons na C. V., por isso, só 
compartilha no máximo 2 elétrons com outro átomo
ii) Berílio
Be atômico tem 2 elétrons na C. V., só forma 2 ligações 
covalentes, portanto, tem dois pares de elétrons ao seu 
redor.
Ex.: BeCl2
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iii) Boro
Boro atômico tem 3 elétrons na C. V., forma 3 ligações covalentes,
origina 3 pares de elétrons, i. e., fica com 6 elétrons na C. V.
Ex.: BF3
B FF
F
B FF
F
Como é uma espécie deficiente em elétrons, tem tendência a receber 
elétrons para completar o octeto.
O boro pode completar seu octeto se outro átomo ou íon com par isolado de
elétrons fornecer um par de elétrons, formando uma ligação covalente
coordenada.
BF3 + F
-  BF4
- (ânion tetrafluorborato)
+ F
Haletos de alumínio também podem ter estruturas em que o alumínio está
deficiente em elétrons.
Até 178ºC  cloreto de alumínio existe como sólido, em que as ligações são
iônicas, com certo caráter covalente.
Entre 178oC e 200oC, cloreto de alumínio sublima, existe como dímero, Al2Cl6, em
que um átomo de Cl de uma molécula de AlCl3 usa um par de elétrons isolado para
formar uma ligação covalente coordenada com o átomo de uma molécula de AlCl3
vizinha. Pode existir no estado líquido, a pressão elevada.
Acima de 200oC  há equilíbrio entre AlCl3 e Al2Cl6 no estado gasoso. O AlCl3
tem a mesma estrutura do BCl3 (está com o octeto incompleto).
Al2Cl6: estrutura de Lewis Al2Cl6 : estrutura tridimensional
iv) Alumínio
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Estruturas do cloreto de alumínio
 Compostos com átomo que fica com mais do que 8 
elétrons na camada de valência (camada expandida)
Elementos não metálicos do terceiro período ou mais abaixo (por
ex. Si, P, S)  têm orbitais d disponíveis  podem acomodar
mais do que 4 pares de elétrons de valência (5, 6 e até 7 pares)
a C. V. é expandida, sendo que os elétrons podem estar como pares
isolados ou podem ser usados para formar ligações adicionais
Além disso, um fator que determina quantos átomos poderão se ligar ao
átomo central é o tamanho do átomo central: átomos grandes acomodam
um no maior de átomos ao seu redor. Ex.: P é maior do que o N, o que
explica a existência do composto PCl5, enquanto NCl5 é desconhecido.
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Elementos que podem expandir sua C. V. tem covalência variável, isto é,
habilidade de formar compostos com diferentes números de ligações
covalentes.
Ex.: fósforo
 fósforo reage com quantidade limitada de Cl2, formando PCl3, um líquido:
P4(g) + 6Cl2(g) 4 PCl3(l)
estrutura do PCl3
 a reação acima, com excesso de Cl2, ou quando se reage PCl3 com Cl2 produz
PCl5, um sólido amarelo-claro.
PCl3(l) + Cl2(g)  PCl5(s)
No estado sólido ele é um composto iônico formado de cátions PCl4+ e ânions
PCl6-
PCl5(s) sublima a 160oC formando PCl5(g) molecular.
Obs.: a regra do octeto
é seguida
Estruturas de Lewis do PCl5(s), que é formado pelos íons
PCl4+ e PCl6-
Observar que no PCl4+ não houve expansão da C.V., isto é, o P ficou
com 8 elétrons na C. V. (há 4 pares de elétrons na C. V.), enquanto
no PCl6-, houve expansão da C. V. para 12 elétrons (há 6 pares de
elétrons na C.V.) .
Estrutura de Lewis do PCl5(g)
No PCl5 houve expansão da C. V., para 10 elétrons (são 5 pares
de elétrons na C. V.).
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A expansão da C. V. pode explicar a formação de compostos
contendo gases nobres!
Ex.: XeF2 (obtido na forma de cristais a partir da reação de Xe e
F2 gasosos, com incidência de luz solar)
O Xe atômico tem 8 elétrons na C. V.
No XeF2 há expansão da C. V., ficando o Xe com 10, elétrons na
C. V. (5 pares de elétrons, sendo 2 pares compartilhados e 3
pares isolados).
F FXe
Outros elementos que também podem formar ligações com C. V.
expandida: Si, Sn, As, S, Se, Cl, Br, I, etc.
CH4: estrutura representada 
por pontos e estrutura de Lewis 
Estruturas de Lewis de espécies poliatômicas
Escrever a estrutura de Lewis para uma molécula poliatômica simples.
Ex.: CH4
Passos:
1) Contar os elétrons de valência disponíveisde todos os átomos da molécula
C = 4, H = 1 x4 = 4, total = 8
2) Arranjar os elétrons de forma que o carbono tenha um octeto e o
hidrogênio tenha um dubleto.
carbono forma 4 ligações 
covalentes, tem valência 4
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Estruturas de Lewis de espécies poliatômicas
Algumas informações e dicas importantes para escrever estruturas de Lewis:
 Um átomo terminal é aquele que está ligado a somente um átomo. 
Ex.: átomo de H no CH4 é terminal. 
Obs.: O átomo de H é quase sempre terminal. Exceções: boranos
 Um átomo central é aquele que tem pelo menos dois átomos ligados a ele. 
Ex.: O C no CH4 é o átomo central. 
 escolher como átomo central o elemento com mais baixa E. I.
(átomos com maiores E. I. têm maior tendência a manter seus elétrons como
pares isolados)
 Arranjar os átomos simetricamente em torno do átomo central. Exceção à regra: 
N2O, que tem o arranjo assimétrico NNO.
Ex.: SO2 A sequência dos átomos é OSO, não SOO
 em fórmulas químicas simples, o átomo central é frequentemente escrito
primeiro.
Exceções: água (H2O) e H2S, em que os átomos centrais são o O e o S.
Ex.: no OF2, o átomo central é o O e não o F.
 nos oxiácidos (ácidos de fórmula HxAOy), onde A é um não metal, os átomos
de hidrogênio ácidos estão ligados aos átomos de oxigênio, que por sua vez estão
ligados ao átomo central.
Ex.: HClO (ácido hipocloroso)
H-O-Cl
Qual é a sequência de átomos no H2SO4?
Obs.: os dois H são ácidos.
(HO)2SO2
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Exemplo: HCN
1. Conte o número total de elétrons de valência em cada átomo. Para íons,
deve-se somar a carga do íon, no caso de um ânion e subtrair a carga do
íon, no caso de um cátion. Determine o no de pares de elétrons.
HCN tem 1 + 4 + 5 = 10 elétrons de valência, então, são 5 pares de elétrons.
2. Escreva o provável arranjo dos átomos na molécula, usando padrões comuns
e regras dadas anteriormente.
Ex.: Para o HCN, o arranjo é HCN, porque o C tem a E. I. mais baixa.
3. Colocar um par de elétrons entre cada par de elétrons ligados.
--- Para o HCN , usamos dois pares de elétrons para formar as ligações:
H C N
C NHObs.: sobraram 6 elétrons 
que não foram usados: 2 do 
C e 4 do N
C ficou com 6 elétrons
e o N ficou com 6
elétrons na C. V.
4. Completar o octeto (ou dubleto no caso do H) de cada átomo, colocando os
pares de elétrons remanescentes em torno dos átomos. Se necessário, forme
ligações múltiplas.
Para o HCN, verifica-se que tanto o N tanto o C ficaram com 6 elétrons
na C. V. na etapa 3.
Portanto, faltam 2 elétrons para completar a C. V. do N e do C
formar mais duas ligações covalentes entre os dois átomos
NCH H C N
Verificar que o N e o C ficaram com o
octeto completo
Estrutura eletrônica de pontos e de Lewis do HCN
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Qual é a fórmula de Lewis do H2SO4?
(a) (b) (c)
S
O
O
OO
H
H
S
O
O
OO
H
H
S
O
O
OO
H
H
Obs.: Na estrutura b) há uma ligação coordenada S-O (em 
vermelho) e na estrutura c) há duas ligações coordenadas S-O
Para descobrir qual das estruturas é que tem a maior contribuição, 
vamos fazer o cálculo da carga formal dos átomos da molécula
Quanto menor a carga formal dos átomos em uma certa 
estrutura, maior é a contribuição dessa estrutura para 
o híbrido de ressonância.
Carga formal de um átomo é a carga que o átomo teria se a ligação fosse
perfeitamente covalente, e cada átomo tivesse exatamente a metade dos
elétrons compartilhados usados para formar as ligações .
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Passos para atribuir a carga formal:
1. Um átomo possui um elétron de cada par de ligação preso a ele.
2. Um átomo possui completamente seus pares de elétrons
isolados.
3. Conte o número de elétrons atribuídos a um átomo dessa forma
e subtraia o resultado do número de elétrons de valência no
átomo livre.
Carga formal = V – (L + S/2)
V = no. de elétrons de valência do átomo livre; 
L = no. de elétrons presentes como pares isolados; 
S = no. de elétrons compartilhados
Obs.: a soma das cargas formais é igual à carga da espécie: para uma 
molécula neutra é igual a 0, para um íon é igual à carga do íon
Estruturas de Lewis e cargas formais para os átomos
S
O
O
OO
H
H
S
O
O
OO
H
H
S
O
O
OO
H
H
(a) (b) (c)
Portanto, estrutura que tem maior contribuição é a (a) 
Observar que é a única estrutura que não 
tem ligações coordenadas
0
0
0
0
0
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Cálculo das cargas formais para o H2SO4 para as estruturas (a), (b) e (c).
V L S/2 L + S/2 V – (L + S/2)
S em (a) 6 0 6 6 0
S em (b) 6 0 5 5 +1
S em (c) 6 0 4 4 +2
O em 6 4 2 6 0
O em 6 4 2 6 0
O em 6 6 1 7 -1
O
O
OH
Outros exemplos de aplicação das cargas formais: 
i) o cálculo das cargas formais mostra que o CO2 tem a seqüência
de átomos OCO e não COO,
cargas formais para duas possíveis estruturas do CO2
ii) o monóxido de dinitrogênio tem a seqüência de átomos 
NNO e não NON
cargas formais para duas possíveis estruturas do dióxido de nitrogênio
Obs.: desenhar as estruturas mostrando as ligações por pontos e 
identificar as ligações coordenadas, para entender melhor as estruturas 
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O = O - O O - O = O
Ressonância
O ozônio, O3, é um gás instável, que apresenta uma propriedade a
princípio, estranha: as duas ligações oxigênio – oxigênio têm o mesmo
comprimento (1,28 angstroms)
Como explicar isso, se as duas estruturas de Lewis, abaixo, mostram que
as duas ligações são diferentes (uma ligação é simples e a outra ligação é
dupla)?
Obs.: d (O-O) = 1,32 angstroms , d (O=O) = 1,21 angstroms
Ressonância  presença de duas ou mais estruturas que diferem apenas no
arranjo dos elétrons e que contribuem para a estrutura da molécula (ou íon).
Explicação:
A estrutura real é uma mistura (ou híbrido) de ressonância das várias
estruturas de Lewis.
No caso do O3, as duas estruturas são equivalentes, contribuindo igualmente
para a estrutura da molécula. As ligações oxigênio-oxigênio são intermediárias
entre uma ligação O-O e uma ligação O=O. Poderíamos pensar que uma
estrutura se transforma na outra:
Porém, na verdade, não existe esse movimento de elétrons, isto é, estas duas
estruturas não estão se alternando. Há uma única estrutura que é uma mistura
das duas.
Os elétrons envolvidos em estruturas de ressonância são chamados de
deslocalizados
Representação das estruturas híbridas de ressonância do O3:
O = O – O  O - O = O
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Outros exemplos de espécies em que ocorre ressonância:
estruturas de ressonância do íon acetato (CH3CO2-)
 íon nitrato (NO3-), Atkins, p. 192 (Ed. 2006 pg. 174)
 SO3
Quais as estruturas de ressonância dessa molécula?
 íon acetato (CH3CO2-)
Ex.: Faça a estrutura do SO42- e ache a estrutura mais estável
ATKINS&JONES,2001
Resposta
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Estruturas de ressonância do benzeno
Devido à ressonância, as seis ligações C-C são idênticas, tendo 
um valor intermediário entre o de uma ligação simples e o de 
uma ligação dupla
Estrutura híbrida de ressonância do benzeno 
C C
H
H
H
H
+ Br2
Addition reaction:
Br C
H
H
C
H
H
Br
Subtraction reaction:
+ Br2
Br
+ HBr
Reações típicas de alcenos e de aromáticos
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Reação típica de Br2 com um alceno: 
reação de adição, formando um produto incolor.
Radicais
Radical 
Biradical
Molécula com 1 elétron desemparelhado
Molécula com 2 elétrons desemparelhados
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Propriedades de ligações químicas
A.Ordem de ligação
B. Comprimento de ligação
C. Força de ligação
D. Eletronegatividade e polaridade de ligação
E. Polarizabilidade e caráter covalente da ligação
iônica
Ligação duplaLigação duplaLigação duplaLigação dupla Ligação simplesLigação simples
Ligação Ligação 
triplatripla
Ligação Ligação 
triplatripla
1 ligação: O. L. = 1 (ligação simples)
2 ligações: O. L. = 2 (ligação dupla)
3 ligações: O. L. = 3 (ligação tripla)
acrilonitrila
A. Ordem de ligação (O. L.): número de ligações
entre um par de átomos
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tipodesseligaçõesdetotalNo
ligaçãodetipocertoumemenvolvidoselétronsdeparesdeNo
LO
.
.
.. 
Ordem de ligação é proporcional a duas importantes 
propriedades da ligação: 
(a) Força da ligação 
(b) Comprimento de ligação
745 kJ745 kJ
414 kJ414 kJ
110 pm110 pm
123 pm123 pm
H2CO (formaldeído)
Obs.: ordem de ligação pode ter valor fracionário (ocorre em
moléculas que têm estruturas de ressonância)
Ex.: NO2- (nitrito)
estruturas de ressonância: híbrido de ressonância 
O O O O
N
••
••
••
••
••
••••••••
••
••
••
••
N
O.L. = 3 pares de elétrons em ligações == 33//22 == 11,,55
no de ligações
N
O O
N O
N O
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B. Comprimento de ligação (ou distância de ligação):
Distância internuclear entre os dois átomos que formam
a ligação química, na posição de equilíbrio.
Mínimo da curva de energia potencial.
Comprimento de ligação
depende da ordem de ligação
ComprimentosComprimentos dede ligaçãoligação ((emem
angstroms)angstroms) calculadoscalculados utilizandoutilizando oo
programaprograma CACheCAChe..
11 AngstromAngstrom == 1010--1010 mm..
CH3OH
CO2
CO
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HH——FF
HH——ClCl
HH——II
ComprimentosComprimentos de de ligaçãoligação ((emem
angstroms) angstroms) utilizandoutilizando
o o 
ComprimentosComprimentos de de ligaçãoligação ((emem
angstroms) angstroms) calculadoscalculados utilizandoutilizando
o o programaprograma CACheCAChe..
1 Angstrom = 101 Angstrom = 10--10 10 m.m.
Comprimento de ligação depende do tamanho
dos átomos que formam a ligação
Comprimentos de ligação médios e reais
Comprimento de ligação médio: valor médio de comprimento de
ligação para várias moléculas que tenham um certo tipo de ligação.
Ex.: ligação C-O no CH3-OH, CH3CH2-OH e CH3-O-CH3
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Como são determinados os comprimentos de 
ligação experimentalmente?
 Moléculas no estado gasoso: espectroscopia rotacional
 Moléculas no estado sólido (cristalino): difração de 
raios X.
C. Força de ligação: Medida pela energia necessária
para quebrar uma ligação química, isto é, separar os
átomos que formam a ligação química.
Ex.: Dissociação da molécula de HCl:
H―Cl(g) H(g) + Cl(g) H
0  D
ligação fraca
ligação forte
distância internuclear
E
n
e
rg
ia
Essa energia é chamada de energia de dissociação (D).
H0 = energia de 
dissociação termodinâmica
D= energia de dissociação 
espectroscópica
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Fatores que influem na força de ligação:
1. Ordem de ligação
 ressonância
2. Raios atômicos
3. Presença de pares isolados
Energias de dissociação média de ligações
Obs.: Energia de dissociação média de ligação: valor médio de energias 
de dissociação de ligação para um conjunto de moléculas que tenham 
essa ligação. Não é, portanto, um valor preciso.
Ex.: energia de dissociação de ligação C-O no CH3-OH, CH3CH2-OH e 
CH3-O-CH3
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Fatores que influem na força de ligação:
1. Ordem de ligação: quanto maior a ordem de ligação,
maior a força de ligação (e geralmente maior a energia de
dissociação)
Energias de dissociação (kJ.mol-1)
de ligações C—C, C=C e CC
valores esperados se as
energias de dissociação das
ligações C=C e CC fossem,
respectivamente 2 x e 3 x o
valor do de uma ligação C—C
Fatores que influem na força de ligação:
1. Ordem de ligação (continuação)
 ressonância
Observar que a energia de dissociação da ligação
no benzeno (518 kJ.mol-1) é intermediária entre os valores
para uma ligação simples C-C (348 kJ.mol-1) e uma ligação
dupla C=C (613 kJ.mol-1), já que a ordem de ligação é
intermediária, devido à ressonância .
C C
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Fatores que influem na força da ligação
2. Raios atômicos
Quanto maiores os raios atômicos dos
átomos da ligação, mais fraca é a ligação .
Energias de dissociação de ligação (kJ.mol-1)
para os haletos de hidrogênio
3. Presença de pares isolados
Havendo pares de elétrons isolados em átomos vizinhos, eles se
repelem e, como conseqüência, há enfraquecimento da ligação.
Ex.: H2 e F2 (ligação F-F é mais fraca devido à presença de
pares isolados nos átomos de F.)
Ligação O. L. Comprimento Energia 
HO—OH
O=O
O O•••••
••
••
••
••
O
O O•••••
••
••
••
••
O
1111 142 pm142 pm142 pm142 pm 210 kJ/mol210 kJ/mol210 kJ/mol210 kJ/mol
2222 121pm121pm121pm121pm 494 kJ/mol494 kJ/mol494 kJ/mol494 kJ/mol
1.51.51.51.5 128pm128pm128pm128pm ????
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Ligações iônicas e ligações covalentes são dois modelos
extremos da ligação química!
As ligações químicas podem ser consideradas como
híbridos de ressonância entre uma ligação puramente
covalente e uma ligação puramente iônica.
D. Eletronegatividade e polaridade de ligação
Para o caso de uma molécula diatômica homonuclear,
pode-se considerar a ligação como puramente
covalente.
Ex.: Cl2 estruturas de ressonância
ClCl Cl Cl ClCl
Estrutura com ligação 
covalente: é a única que 
contribui para o ‖híbrido‖ 
de ressonância
Estruturas com ligação iônica: (i)
tem pequena contribuição para o
híbrido de ressonância; (ii) as 2
têm a mesma contribuição: a
carga média em cada Cl é 0.
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Porém, para uma molécula diatômica heteronuclear, as duas
estruturas iônicas têm contribuições diferentes.
Ex.: HCl: o Cl tem maior afinidade eletrônica do que o H.
estruturas de ressonância:
Formam-se cargas parciais nos átomos
+H―Cl-
CargasCargas parciaisparciais nosnos átomosátomos
dede HH (vermelho)(vermelho) ee dede ClCl (amarelo),(amarelo),
obtidasobtidas porpor cálculocálculo teóricoteórico..
ClH ClHH Cl
estruturas iônicas têm
contribuições diferentes
estrutura iônica
predominante
estrutura com
ligação
covalente
Superfície de isodensidade (fornece uma representação da
forma da molécula) e estrutura de varetas do etanol (C2H5OH)
Superfície de potencial eletrostático (Elpot) do etanol
azul: carga positiva elevada
vermelho: carga negativa elevada
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Os dois átomos em uma ligação covalente polar formam um
dipolo elétrico, que é representado pelo momento de
dipolo elétrico ():
 É um vetor que aponta para a carga parcial negativa.
 Magnitude do vetor é uma medida das cargas parciais

Representação do dipolo e do vetor momento de dipolo elétrico
 = q.r ;
q= carga (no caso, q = ), r = distância entre os centros do dipolo
unidade: debye (D); 1D = 3,336 x 10-30C.m. (coulomb.metro)

Ex.: H-Cl  = 1,04 D; H-F  = 1,9 D
Momento de dipolo de moléculas
Moléculas diatômicas: : o  é igual ao momento de dipolo da 
ligação entre os dois átomos.
Ex.: HCl  = 1,04 D 
Moléculas poliatômicas: : 
momento de dipolo (momento de dipolo () da molécula
resultante da soma vetorial dos momentos de dipolo das 
ligações da molécula (depende da geometria e da simetria da 
molécula). Ex.: H2O 
Obs.: Notar a diferença entre momento de dipolo da ligação 
e momento de dipolo da molécula.
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 Ligações covalentes polares: ligações em que há cargas
parciais nos átomos; forma-se entre átomos com diferenteseletronegatividades   0
Obs.: tem contribuição do caráter iônico na ligação
 Ligações covalentes apolares: ligações em que não há
cargas parciais nos átomos; forma-se entre átomos com a
mesma eletronegatividade  = 0
Obs.: contribuição do caráter iônico é nula
As ligações covalentes podem então ser classificadas 
quanto à polaridade em:
Obs.: Porém, observar que essa classificação é mais apropriada para 
ligações entre elementos não metálicos
Obs.: notar que há diferença entre polaridade de
uma ligação química e polaridade de uma molécula.
Polaridade da molécula é encontrada a partir do
momento de dipolo resultante da molécula (que
depende da geometria e da simetria da molécula)
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Quanto maior a diferença de eletronegatividade 
entre os átomos da ligação, maiores as cargas 
parciais nos átomos da ligação
Maior o caráter iônico da ligação
The nature of the chemical bond.
IV. The energy of single bonds and
the relative electronegativity of
atoms
by Linus Pauling
Journal of the American Chemical
Society
Volume 54, p. 3570-3582
September 1932
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Escala de eletronegatividade de Mulliken
(Robert Mulliken)
 = ½(E.I. + A.E.)
Eletronegatividade () : Medida do poder de atração 
de um átomo sobre o par de elétrons da ligação.
E.I. = Energia de Ionização
A.E. = Afinidade Eletrônica
Escala de eletronegatividade de Pauling
(Linus Pauling)
A - B = 0,102{D(A-B)-1/2[D(A-A) = D(B-B)]}
1/2
D = energia de dissociação
Eletronegatividades de elementos dos blocos s e p
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Ligação química 
Covalente apolar 0
Covalente polar  0 e  1,5
Intermediária entre ligação
covalente polar e iônica
1,5 a 2
Predominantemente iônica  2
 Tipo de ligação Grau de caráter 
covalente
Grau de caráter 
iônico
0
Grande
Covalente apolar
Covalente polar
predominantemente 
iônica
a
u
m
e
n
ta
d
im
in
u
i
Relação entre  e o tipo de ligação química
Ex.: Ligação C-O  = (O) – (C) = 3,4 - 2,6 = 1,2 
ligação covalente polar
Ligação Ca-O  = (O) –  (Ca) = 3,4 – 1,3 = 2,1 
ligação iônica
Autoteste: Em qual dos seguintes compostos as ligações 
têm o maior caráter iônico: (a) P4O10 ou (b) PCl3?
Autoteste: Em qual dos seguintes compostos as ligações
têm o maior caráter iônico: (a) CO2 ou (b) NO2?
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Porcentagem do caráter iônico da ligação química em
função da diferença de eletronegatividade
Correção do modelo iônico: polarizabilidade
Sempre existe caráter covalente na ligação iônica. Como 
isso se manifesta ?
Considere um ânion monoatômico como cloreto, próximo 
a um cátion, como o sódio:
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Como as cargas positivas dos cátions atraem os elétrons
do ânion, ocorre distorção da nuvem eletrônica do ânion
na direção do cátion.
Essa distorção seria a formação incipiente de uma
ligação covalente.
Cátion 
polarizante
ânion 
polarizável
nuvem 
eletrônica 
distorcida
Átomos e íons facilmente distorsíveis: Polarizáveis.
Características: Raios iônicos grandes e baixa carga.
Justificativa: Nessa condição, o efeito de atração do núcleo
sobre os elétrons mais externos é diminuído, a eletrosfera
fica mais ―solta‖.
Exs.: iodeto, telureto, etc...
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Contrapartida:
Átomos e íons polarizantes  alto poder de polarização
(capacidade de distorção da nuvem eletrônica de átomos/íons
vizinhos).
Características: raios iônicos pequenos e carga elevada.
Justificativa: nessa condição, incrementa-se o efeito de
atração do núcleo do cátion sobre os elétrons de átomos/íons
vizinhos.
Exs.: Al(III), Be(II), etc...
2+
Semelhanças de propriedades 
entre vizinhos diagonais nos 
grupos principais da Tabela 
Periódica
A polarizabilidade e o poder de 
polarização ajudam a explicar as 
relações diagonais da Tabela 
Periódica.
Conseqüência imediata:
Ligações em compostos que contenham íons altamente
polarizáveis associados a íons polarizantes, acabam
possuindo elevado caráter covalente.
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Exemplo:
No período, cátions diminuem da esquerda para a direita, e
também aumentam de carga nesse sentido.
Portanto aumenta poder polarizante. Com isso:
Be2+ > Li+ ; Mg2+ > Na+
No grupo, cátions aumentam de tamanho ao descer,
diminuindo poder polarizante, Com isso:
Mg2+ < Be2+ ; Na+ < Li+
Então, como o poder polarizante segue a ordem crescente Li+
, Be2+ e a ordem decrescente Be2+ , Mg2+, então devemos
esperar que Li+  Mg2+.
1. Escrever a estrutura de Lewis do SF4
2. Escrever a estrutura de Lewis para o ácido acético,
CH3COOH, um exemplo comum de um ácido carboxílico. No
grupo COOH, ambos os átomos de O estão ligados ao mesmo
átomo de C, e um deles está ligado ao H, que é terminal. Os
dois átomos de C ligam-se entre si.
3. Escreva a estrutura de Lewis para a molécula de uréia,
(NH2)2CO
4. Qual é a estrutura mais plausível para o íon tiocianato .
5. Qual é a estrutura para o gás fosgênio, COCl2 e para o íon
arseniato, AsO43-
6. Em que composto NaBr ou MgBr2, as ligações devem ter o
maior caráter covalente?
7. Em que composto, CaS ou CaO, as ligações devem ter o maior
caráter covalente?
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