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Estrutura da Matéria 
Ligação Covalente 
Aula 6 
Estrutura da Matéria - 2016 
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. 
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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) 
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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 
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 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
NÃO É DATIVA 
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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
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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 
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 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 160
oC formando PCl5(g) molecular. 
Obs.: a regra do octeto 
é seguida 
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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.) . 
 
Estruturade 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. 
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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 disponíveis de 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 
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 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 
 
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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 átomos 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. 
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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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Exercícios 
Escreva a estrutura de Lewis para: 
 
(a) íon ClO2
- 
 
(b) POCl3 
 
(c) H2O 
 
(d) BH3 
(d) HClO3 
 
(e) íon ClO4
- 
 
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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 . 
carga formal 
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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 
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Exemplo 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 
Estrutura da Matéria - 2016 
Exercícios 
1) Apresentar a estrutura de Lewis e calcular a carga formal para a o íon Cianeto CN- 
 
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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: 
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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
-) 
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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 
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RadicaisRadical 
 
Biradical 
Molécula com 1 elétron desemparelhado 
Molécula com 2 elétrons desemparelhados 
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ATKINS&JONES,2006 
Antioxidantes 
Folhas da árvore Gingko Biloba 
Extratos desta planta são considerados como tendo 
propriedades anti-oxidantes 
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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 
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Ligação dupla Ligação simples 
Ligação 
tripla 
 
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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Ordem de ligação é proporcional a duas importantes 
propriedades da ligação: 
(a) Força da ligação 
(b) Comprimento de ligação 
745 kJ 
414 kJ 
110 pm 
123 pm 
H2CO (formaldeído) 
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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 = 3/2 = 1,5 
 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. 
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Comprimento de ligação depende da ordem de ligação 
Estrutura da Matéria - 2016 
Comprimento de ligação 
depende da ordem de ligação 
Comprimentos de ligação (em 
angstroms) calculados utilizando o 
programa CAChe. 
 1 Angstrom = 10-10 m. 
CH3OH 
CO2 
CO 
Estrutura da Matéria - 2016 
H—F 
H—Cl 
H—I 
Comprimentos de ligação (em 
angstroms) calculados utilizando 
o programa CAChe. 
 1 Angstrom = 10-10 m. 
Comprimento de ligação depende do tamanho 
dos átomos que formam a ligação 
Estrutura da Matéria - 2016 
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. 
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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 
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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 
Estrutura da Matéria - 2016 
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 
Estrutura da Matéria - 2016 
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
Estrutura da Matéria - 2016 
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.) 
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Ligação O. L. Comprimento Energia 
HO—OH 
 O=O 
 
O O•••••
••
••
••
••
O
1 142 pm 210 kJ/mol 
2 121pm 494 kJ/mol 
1.5 128pm ? 
Estrutura da Matéria - 2016 
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 
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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. 
Estrutura da Matéria - 2016 
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- 
Cargas parciais nos átomos 
de H (vermelho) e de Cl (amarelo), 
obtidas por cálculo teórico. 
ClH ClHH Cl
estruturas iônicas têm 
contribuições diferentes 
estrutura iônica 
predominante 
estrutura com 
ligação 
covalente 
Estrutura da Matéria - 2016 
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 
Estrutura da Matéria - 2016 
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 
Estrutura da Matéria - 2016 
Momento de dipolode 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 () 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. 
Estrutura da Matéria - 2016 
 Ligações covalentes polares: ligações em que há cargas 
parciais nos átomos; forma-se entre átomos com diferentes 
eletronegatividades    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 
Estrutura da Matéria - 2016 
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) 
Estrutura da Matéria - 2016 
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 
Estrutura da Matéria - 2016 
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 
Estrutura da Matéria - 2016 
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 
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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 
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Ex.: Ligação C-O  = (O) – (C) = 3,4 - 2,6 = 0,8 
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 
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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: 
Estrutura da Matéria - 2016 
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 
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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... 
Estrutura da Matéria - 2016 
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+ 
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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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Polarizabilidade aumenta 
AgBr AgCl AgI 
Caráter covalente aumenta 
Efeito da polarizabilidade e caráter covalente na 
solubilidade de haletos 
Solubilidade diminui