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Capítulo 6_Ligação Covante e Molecular

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IEQ 601 – Química Geral I 
 
Curso – Engenharia de 
Pesca 
 
Profa. Karen Segala 
 
 
Capítulo 6: Ligação Química – 
 Ligação Covalente 
Ligações iônicas 
Ligações iônicas 
As ligações iônicas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 ...etc. 
As ligações iônicas 
As Ligações iônicas 
Lewis 
O FORMALISMO DE LEWIS 
Representação pictórica dos 
elétrons nas moléculas e métodos 
para prever as suas formas 
Introduziu o formalismo 
em 1916 
Linus Pauling recebeu o Prêmio Nobel em Química em 
1954 por seu trabalho sobre ligacoes quimicas. 
Símbolos de Lewis 
 
 
• Os elétrons envolvidos em ligações químicas são os 
elétrons de valência, ou seja, localizados no nível 
incompleto mais externo ao átomo. 
• Cada elétron de valência é representado por um ponto. 
S 
As ligações iônicas 
 e o formalismo de Lewis 
LIGACOES COVALENT ES 
For example, two chlorine atoms could both achieve stable structures by 
sharing their single unpaired electron as in the diagram. 
Some very simple covalent molecules Chlorine 
Regra dos Octetos - Lewis 
Lewis descobriu que se podia explicar a existência de uma grande 
variedade de moléculas propondo a regra do octeto 
Dois atomos de cloro podem combinar entre si para formar o Cl2 
compartilhando um par de elétrons 
Três maneiras de representar o NH3 usando o formalismo de Lewis 
LIGAÇÃO COVALENTE 
Maior parte das substâncias químicas. 
Tendem a ser gases, líquidos ou sólidos 
com baixos pontos de fusão. 
 Modelo diferente para a ligação química 
entre os átomos. 
G. N. Lewis: os átomos poderiam adquirir 
uma configuração eletrônica de gás nobre 
pelo compartilhamento de elétrons com 
outros átomos. 
LIGAÇÃO COVALENTE 
LIGAÇÃO COVALENTE 
 
Os átomos de não-metais compartilham elétrons até que 
cada um deles complete o octeto. 
Uma estrutura de Lewis mostra o arranjo dos elétrons como 
linhas (pares ligados) e pontos (pares isolados). 
É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos 
(ligações múltiplas): 
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2); 
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2); 
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2). 
 
• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de 
pares de elétrons compartilhados aumenta. 
LIGAÇÕES MÚLTIPLAS 
LIGAÇÃO SIMPLES: Compartilhamento de 
um par de elétrons. 
LIGAÇÃO DUPLA: Compartilhamento de 
dois pares de elétrons. 
O + C + O O C O O C O
LIGAÇÃO TRIPLA: Compartilhamento 
de três pares de elétrons. 
 A distância entre os átomos ligados 
diminui à medida que o número de pares 
de elétrons compartilhados aumenta. 
N N N N N N
1,47 Å 1,24 Å 1,10 Å 
Ligação Covalente 
• A ligação covalente ocorre com o compartilhamento de 
elétrons para se obter uma configuração eletrônica de gás nobre. 
Estruturas de Lewis 
H + H H H 
Atingiram a configuração estável de dois átomos de hélio. 
H2 
 Atrações entre os núcleos e os elétrons 
fazem com que a densidade eletrônica 
concentra-se entre os núcleos. 
 Os dois núcleos são atraídos 
eletrostaticamente pela concentração de 
cargas negativas entre eles. 
Estrutura de Lewis 
+ HH H H
• Um outro exemplo é a ligação de átomos de cloro, que ao 
formar o octeto, adquirem uma configuração de gás nobre, o 
argônio. 
Cl + Cl Cl Cl 
Cl Cl 
• Geralmente representamos o par de elétrons 
compartilhados como um traço; dois pares com dois traços e 
três pares com três traços. 
H H 
Ligação Covalente 
O C O N N 
Ligação Covalente Simples 
É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam adicionar 
elétrons em suas últimas camadas. Somente o compartilhamento é que pode 
assegurar que que estes átomos atinjam a quantidade de elétrons necessária 
em suas últimas camadas. Cada um dos átomos envolvidos entra com um 
elétron para a formação de um par compartilhado, que a partir da formação 
passará a pertencer a ambos os átomos. Ocorre entre não-metais e 
não-metais, não-metais e hidrogênio e entre hidrogênio e hidrogênio. 
O hidrogênio possui somente uma camada contendo um único elétron, 
compartilhando 1 elétron, atinge a quantidade necessária para a camada K, 
que é de 2 elétrons. Os elétrons compartilhados passam a ser contados para 
as eletrosferas dos 2 átomos participantes da ligação. 
 
 
 
Na molécula de nitrogênio ocorrem três ligações covalentes entre os dois 
átomos. 
 
 
 7N = 1s
2 2s2 2p3 
 1H = 1s
1 
Ligação Covalente Simples 
Estas três ligações garantem que os dois átomos de nitrogênio atinjam a 
quantidade de oito elétrons nas suas últimas camadas. A ligação 
covalente entre dois átomos iguais é dita apolar, pois nela os elétrons são 
compartilhados de maneira igual, nenhum dos átomos tem mais força que 
o outro para atrair o elétron para si. 
A molécula de CO2 é formada por dois átomos de oxigênio e um de carbono 
unidos através de ligações covalentes. O átomo de carbono compartilha 4 
elétrons e cada átomo de carbono 2, garantindo assim que ambos atinjam os oito 
elétrons nas últimas camadas. 
 
 6C =1s
2 2s2 2p2 = 2 - 4 8O = 1s
2 2s2 2p4 = 2 - 6 
 
Ligação Covalente dativa ou coordenada 
No entanto, esta molécula pode incorporar ainda um ou dois 
átomos de oxigênio. Tal fato só pode ser explicado se o enxofre 
utilizar um ou dois pares de elétrons não envolvidos em ligações 
para formar um ou dois pares dativos com o oxigênio. 
 
Outra molécula que não pode ser explicada somente com a ligação covalente 
simples é a de CO. O interessante desta molécula é que a ligação covalente 
dativa ocorre do átomo mais eletronegativo (O) para o menos eletronegativo 
(C). 
Ligação Covalente 
Observação: 
 
• Para os não-metais, o número de elétrons de valência em um 
átomo neutro é o mesmo do grupo. Por exemplo, os elementos 
da família 7A possuem 7 elétrons em sua camada de valência, 
os da 6A, 6 elétrons etc. 
 
• A distância entre os átomos ligados diminui à medida que o 
número de pares de elétrons compartilhados aumenta. 
Desenhando as estruturas de Lewis: 
CARGA FORMAL 
• É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis obedecendo-se a 
regra do octeto para todos os átomos. 
• Para determinar qual estrutura é mais razoável, usamos a carga formal. 
• A carga formal é a carga que um átomo teria se as ligações fossem 
perfeitamente covalentes e o átomo tivesse exatamente a metade dos 
elétrons compartilhados das ligações, i. e, se em uma molécula todos 
os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade. 
A carga formal pode ser utilizada para predizer o arranjo mais 
favorável dos átomos em uma molécula. 
Uma estrutura de Lewis representa, tipicamente, o arranjo de menor 
energia dos átomos e elétrons quando a carga formal de cada 
átomo está mais próximo de zero. 
Desenhando as estruturas de Lewis: 
CARGA FORMAL 
 CARGA FORMAL = V - ( L + ½ S ) 
V = nº de elétrons de valência do átomo livre 
L = nº de elétrons presentes nos pares isolados 
S = nº de elétrons compartilhados 
Exemplos: 
 
O = C = O ou O = O = C ??:Ö = C = Ö: 
 
 = 6 – (4 + ½ 4) = 4 – (0 + ½ 8) = 6 – (4 + ½ 4) 
 = 0 = 0 = 0 
 O = O = C 
 
 = 6 – (4 + ½ 4) = 6 – (0 + ½ 8) = 4 – (4 + ½ 4) 
 = 0 = +2 = -2 
Exemplos: 
A regra da carga formal sugere que a estrutura O C O é 
mais provável para o dióxido de carbono do que O O C. 
A carga formal dá uma indicação da 
extensão da perda ou ganho de 
elétrons por um átomo no processo 
da formação da ligação covalente. 
 
As estruturas com as menores cargas 
formais são as que tem 
provavelmente as menores energias 
Desenhando as estruturas de Lewis: 
CARGA FORMAL 
Outro exemplo: 
Exceções à Regra do Octeto 
• Número ímpar de elétrons (ClO2, NO e NO2). 
N O N O 
NO contém 5 + 6 = 11 elétrons de valência 
ou 
• Deficiência em elétrons (boro e belírio). 
 
• Expansão do octeto (PCl5, SF4, AsF6
-) 
Exceções à Regra do Octeto 
EXCEÇÕES DA REGRA DO OCTETO 
 
 Átomos com mais de 8 elétrons - isso é 
possível para os elementos do 3º período da 
tabela periódica, devido ao fato dos orbitais d 
tornarem-se disponíveis para ligações com 
elétrons adicionais. 
 :F: 
:F F: 
 S 
:F F: 
 :F: 
.. 
.. .. 
.. 
.. 
.. .. 
.. 
.. .. 
 :Cl: 
:Cl: 
 P Cl: 
:Cl: 
 :Cl: 
.. 
.. 
.. 
.. 
.. 
.. 
 Átomos com menos de 8 elétrons - Isso 
ocorre em compostos "deficiente em elétrons". 
 :F: 
 
 B 
 
:F: :F: 
 :F: 
 
 B 
 
:F: :F: 
.. 
.. .. .. .. 
+1 
 
- 1 
:Cl Be Cl: :Cl = Be = Cl: 
.. .. 
.. .. 
.. .. 
+1 - 2 +1 
• Existem três classes de exceções à regra do octeto 
1. moléculas com número ímpar de elétrons; 
2. moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou 
seja, moléculas deficientes em elétrons; 
3. moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, 
ou seja, moléculas com expansão de octeto. 
Número ímpar de elétrons 
• Poucos exemplos: Geralmente, moléculas como ClO2, NO e NO2 
têm um número ímpar de elétrons. 
N O N O
Exceções à regra do octeto 
Expansão do octeto 
• Esta é a maior classe de exceções. 
• Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um octeto. 
• Os orbitais d são baixos o suficiente em energia para participarem de 
ligações e receberem a densidade eletrônica extra. 
• Ex: SiF5
-, SF4 e SF6 
 
Exceções à regra do octeto 
Ligações Metálicas 
 
 
Como os metais possuem uma baixa eletronegatividade, 
eles perdem seus elétrons muito facilmente. 
Esses elétrons livres formam uma nuvem eletrônica que 
mantém os íons metálicos sempre unidos formando a 
chamada ligação metálica. 
Características dos Metais 
 
• são sólidos à temperatura ambiente, exceto Hg; 
• excelentes condutores de corrente elétrica; 
• possuem alta maleabilidade e ductibilidade. 
• As ligações químicas tem forte influência sobre 
diversas propriedades dos materiais; 
 
• Os elétrons de valência (do último nível) são os 
que participam das ligações químicas; 
 
• Os átomos buscam a configuração mais estável 
dos gases nobres (com 2 ou 8 elétrons); 
 
• Dependendo da energia envolvida na ligação 
elas podem ser divididas em: 
 
Fortes 
Fracas 
 
• Ligações fortes: 
 Iônicas 
 Covalentes 
 Metálicas 
 
• Ligações fracas: 
 van der Waals 
Ligação Metálica 
É o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de metais. Os átomos dos 
elementos metálicos apresentam forte tendência a doarem seus elétrons de 
última camada. Quando muitos destes átomos estão juntos num cristal metálico, 
estes perdem seus elétrons da última camada. Forma-se então uma rede 
ordenada de íons positivos mergulhada num mar de elétrons em movimento 
aleatório. Se aplicarmos um campo elétrico a um metal, orientamos o movimento 
dos elétrons numa direção preferencial, ou seja, geramos uma corrente 
elétrica. 
 
É preciso haver uma 
ligação entre metais para 
produzir joias de ouro. 
Modelo da Ligação Metálica 
Ilustração esquemática da 
ligação metálica 
 
• Estrutura formada 
por íons (+) e 
elétrons livres de 
valência que 
formam uma 
“nuvem eletrônica” 
que circula 
livremente entre os 
íons (+) 
Propriedades associadas as 
ligações metálicas 
• Alta condutividade elétrica e térmica: os elétrons 
podem se mover em presença de uma f.e.m. ou de 
um gradiente de temperatura. 
 
• Permitem grande deformação pois as ligações não 
são rígidas como as iônicas e as covalentes 
 
• Possuem o brilho metálico; 
 
• São sempre opacos: absorvem a luz incidente.

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