Aula_5_ligacao_covalente_2013_Eliana_Valle_Modo_de_Compatibilidade_

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Ligação Covalente
Estrutura da Matéria – Profa. Eliana Valle
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.
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.
Para visualizar isso, podemos ter como exemplo a formação da ligação H-H
H + H 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
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 e-)
• elementos da família 6A tem valência 2 (em geral, compartilha 2 pares de e-)
• elementos da família 5A tem valência 3 (em geral, compartilha 3 pares de e-)
• elementos da família 4A tem valência 4 (em geral,compartilha 4 pares de e-)
hidrogênio tem valência 1 (em geral, compartilha 1 par de e-)
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:
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
b) 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.
a) 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
C O
Uma ligação covalente coordenada: 
par de elétrons provém do oxigênio
Estrutura de Lewis
Estrutura eletrônica de 
pontos
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 •• ••
Exceções à regra do octeto: alguns elementos podem 
compartilhar elétrons de modo que o número de elétrons na 
camada de valência não segue a regra do octeto.
Compostos com átomos que ficam 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
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
Estruturas do cloreto de alumínio
Compostos com átomos que ficam 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.
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)
� 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)
Obs.: A regra do 
octeto é seguida
estrutura do PCl3
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.).
No estado sólido ele é um composto 
iônico formado de cátions PCl4+ e 
ânions PCl6-
PCl5(s) sublima a 160oC formando PCl5(g) molecular.
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 disponíveis de todos os átomos da
molécula
C = 4, H = 1 x 4 = 4, total = 8
2) Arranjar os elétrons de forma que o carbonotenha um octeto e o
hidrogênio tenha um dubleto.
carbono forma 4 ligações 
covalentes, tem valência 4
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
Estruturas de Lewis de espécies poliatômicas
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
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 NH
Obs.: 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 quanto 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
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
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 .
Quanto menor a carga formal dos átomos em uma 
certa estrutura, maior é a contribuição dessa 
estrutura para o híbrido de ressonância.
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
(a) (b) (c)
Portanto, estrutura que tem maior contribuição é a (a) 
Observar que é a única estrutura que não tem 
ligações coordenadas
S
O
O
OO
H
H
0
0
0
0
0
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 
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
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
→ íon acetato (CH3CO2-)
Quais as estruturas de ressonância dessa molécula?
ATKINS&JONES, pg. 195
Resposta
Íon Sulfato, SO42-
Ex.: Faça a estrutura do SO42- e ache a estrutura mais estável
Estruturas de ressonância do benzeno (estrutura de Kekulé)
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 
O benzeno não sofre reações típicas de compostos de ligações duplas!
→ Benzeno
Reações típicas de alcenos e de aromáticos
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
Hidroperóxido, HO2. Um birradical
São geralmente muito reativos! Representado por um ponto na fórmula.
ATKINS&JONES,2006
Antioxidantes – Ajudam o corpo a controlar a população de 
radicais livres
Folhas da árvore Gingko Biloba
Extratos desta planta são considerados como tendo
propriedades anti-oxidantes
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 dupla
Ligação simplesLigação simples
Ligação triplaLigação 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
tipodesseligaçõesdetotalNo
ligaçãodetipocertoumemenvolvidoselétronsdeparesdeNoLO
.
.
.. =
Ordem de ligação é proporcional a duas importantes propriedades 
da ligação: 
(a) Força da ligação 
(b) Comprimento de ligação
745 kJ
414 kJ
112 pm143 pm
H2CO (formaldeído)
Obs.: ordem de ligação pode ter valor fracionário (ocorre em
moléculas que têm estruturas de ressonância)
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
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
Comprimentos de ligação (em angstroms) calculados utilizando o
programa CAChe.
1 Angstrom = 10-10 m.
CH3OH CO2 CO
H—F
H—Cl
H—I
Comprimentos de ligação (em angstroms) calculados utilizando o
programa CAChe.
1 Angstrom = 10-10m.
Comprimentos de ligação (em angstroms) calculados utilizando o
programa CAChe.
1 Angstrom = 10-10m.
Comprimento de ligação depende do tamanho dos átomos que
formam a ligação
Comprimentos de ligação médios e reais (pm)
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
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) ∆H0 ≈ D
ligação fraca
ligação forte
distância internuclear
E
n
e
r
g
i
a
Essa energia é chamada de energia de dissociação (D).
ΔH0 = energia de dissociação 
termodinâmica
D= energia de dissociação 
espectroscópica
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
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
1.1. 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
2. Raios atômicos
Quanto maiores os raios atômicos dos átomos da ligação, mais
fraca é a ligação .
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.)
Energias de dissociação de
ligação (kJ.mol-1) para os
haletos de hidrogênio
O O•••
••
••
••
••
••O
O O•••
••
••
••
••
••O
Ligação O. L. Comprimento Energia
HO—OH
O=O
11 142 pm142 pm 210 kJ/mol210 kJ/mol
22 121pm121pm 494 kJ/mol494 kJ/mol
1.51.5 128pm128pm ??
Resumindo:
A força da ligação aumenta com o aumento da ordem de ligação, diminui
com o aumento do número de pares isolados nos átomos vizinhos e diminui
com o aumento do raio atômico
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
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.
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.
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.
Formam-se cargas parciais nos átomos
δδδδ+H―Clδδδδ-
Cargas parciais nos átomos
de H e de Cl, obtidas por cálculo teórico.
ClH ClHH Cl
estruturas iônicas têm 
contribuições diferentes
estrutura iônica
predominante
estrutura com 
ligação covalente
estruturas de ressonância:
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
Os dois átomos em uma ligação covalente polar formam um dipolo
elétrico, que é representado pelo momento de dipolo elétrico (µµµµ):
- 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
µ = q.r ;
q= carga (no caso, q = δ), r = distância entre os centros do dipolo
unidade: debye (D); 1D = 3,336 x 10-30C.m. (coulomb.metro)
→ 
Ex.: H-Cl µ = 1,04 D; H-F µ = 1,9 D
µ
Momento de dipolo
Momento de dipolo de moléculas
Moléculas diatômicas: o µ é igual ao momento de dipolo da 
ligação entre os dois átomos.
Ex.: HCl µ = 1,04 D 
Moléculas poliatômicas: 
momento de dipolo (µ) 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.
→ Ligações covalentes polares: ligações em que há cargas
parciais nos átomos; forma-se entre átomos com diferentes
eletronegatividades: µ ≠ 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: µ = 0
Obs.: contribuição do caráter iônico é nula
As ligações covalentes podem então ser classificadas quanto 
à polaridade em:
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)
Quanto maior a diferença de eletronegatividade
entre os átomos da ligação, maiores as cargas
parciais nos átomos da ligação
Maior o caráteriônico da ligação
Escala de eletronegatividade de Mulliken (Robert Mulliken)
χχχχ = ½(E.I. + A.E.)
Eletronegatividade (χχχχ) : 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)
χχχχ A - χχχχ 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
Ligação química Δχ
Covalente apolar 0
Covalente polar > 0 e < 1,5
Intermediária entre ligação
covalente polar e iônica
1,5 a 2
Predominantemente iônica > 2
Δχ Tipo de ligação Grau de caráter 
covalente
Grau de caráter 
iônico
0
Grande
Covalente apolar
Covalente polar
predominantemente 
iônica
a
u
m
e
nta
dim
in
ui
Relação entre Δχ e o tipo de ligação química
Ex.: Ligação C-O ∆χ = χ(O) – χ(C) = 3,4 - 2,6 = 0,8 
ligação covalente polar
Ligação Ca-O ∆χ = χ(O) – χ (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?
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?
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.
Raio iônico
Cátion 
polarizante
ânion 
polarizável
nuvem 
eletrônica 
distorcida
Considere um ânion monoatômico
como cloreto, próximo a um cátion,
como o sódio:
Átomos e íons facilmente distorcíveis: 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...
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.
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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