3 - Ligacao Covalente

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Professora Fernanda Arruda Nogueira
Departamento de Química Geral e Inorgânica
Química Geral I – Processos Químicos 311
A ligação covalente resulta quando um ou mais pares de elétrons são 
compartilhados entre dois átomos.
Ex: Molécula de F2
Ligação Covalente 
F F+
7e- 7e-
F F
8e- 8e-
F F
F F
Estrutura de Lewis para F2
Pares IsoladosPares Isolados
Pares IsoladosPares Isolados
Ligação Covalente
Ligação Covalente
8e-
H HO+ + OH H O HHor
2e- 2e-
Estrutura de Lewis para a H2O
Dupla Ligação– Dois átomos compartilham dois pares de elétrons ex. CO2
Ligação covalente simples
O C O ou O C O
8e- 8e-8e-
Dupla ligação
Dupla ligação
Tripla Ligação– Dois átomos compartilham três pares de elétrons ex. N2
N N
8e- 8e-
N N
Tripla LigaçãoTripla Ligação
ou
• É a tendência das moléculas e íons poliatômicos de possuir estruturas em 
que oito elétrons cercam cada átomo.
1) Escolha o átomo Central
O átomo central é, geralmente, aquele com a afinidade eletrônica mais baixa.
No CH2O, por exemplo, o átomo central é C. 
Você reconhecerá que certos átomos aparecem freqüentemente como o 
átomo central, entre eles C, N, P e S. 
A regra do Octeto
Halogênios são frequentementes átomos terminais que formam uma única 
ligação com outro átomo, mas podem ser átomo central quando combinados 
com O no oxiácidos como HClO4. 
O oxigênio é o átomo central na água, mas em conjunção com carbono, 
fósforo e halogênio, é em geral um átomo terminal. O hidrogênio é um 
átomo terminal por que se liga tipicamente outro átomo somente.
A regra do Octeto
A regra do Octeto
2) Determine o número total de elétrons de valência na molécula ou íon
Em uma molécula neutra esse número será a soma dos elétrons de 
valência de cada átomo.
Para um ânion, adicione um número de elétrons igual a carga negativa; 
Para um cátion, subtraia um número de elétrons igual a carga positiva. 
O número de pares de elétrons de valência será metade do número total de 
elétrons de valência.
Ex. Para CH2O:
Elétrons de valência = 12 elétrons. (4 elétrons do carbono, 2 elétrons para 2H 
e 6 elétrons para o O)
A regra do Octeto
3) Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados para 
formar uma ligação simples
Aqui três pares de elétrons são usados para fazer três ligações simples, que 
são representados por linhas únicas. Falta usar três pares de elétrons.
C
H
H
O
Ligação simples
A regra do Octeto
4) Use todos os pares restantes como pares isolados em torno de cada 
átomo terminal
Os pares restantes são usados como pares isolados em torno de cada átomo
terminal (exceto H) de modo que cada átomo esteja rodeado por oito elétrons.
Se, depois disso feito, houver elétrons sobrando, atribua-os ao átomo central. 
Se o átomo central for um elemento do terceiro período ou de um período 
maior, ele pode acomodar mais de oito elétrons.
C
H
H
O
Ligação simples
pares isolados
A regra do Octeto
5) Se o átomo central tiver menos de oito elétrons
Se o átomo central tiver menos de oito elétrons nesse ponto, mova um ou 
mais pares isolados dos átomos terminais para uma posição intermediária 
entre o átomo central e o terminal para formar ligações múltiplas.
C
H
H
O
Ligação simples
pares isolados pares isolados
Ligação simples
O
H
H
C
Exercício 1: Desenhe as estruturas de Lewis para o íon hipoclorito ClO- e íon 
nitrônio NO2+
A regra do Octeto
Exceções à Regra do Octeto
1) Compostos em que um átomo possui menos de oito elétrons de 
valência
Ex. O átomo de Boro
B - Três elétrons no nível de valência
Como ficaria a estrutura de Lewis para a molécula BF3?
Muitos compostos de Boro desse tipo são conhecidos, incluindo alguns 
compostos comuns como o ácido bórico (H3BO3), o bórax 
(Na2B4O5(OH)4.8H2O e os tri-haletos de boro (BF3, BCl3, BBr3, BI3).
Exceções à Regra do Octeto
O BF3 pode acomodar um par de elétrons, mas somente quando este par for 
fornecido por um outro átomo.
Ex. NH3 + BF3
Se o par de elétrons de ligação origina-se em um dos átomos ligados, a 
ligação é chamada de ligação covalente coordenada.
Exceções à Regra do Octeto
2) Compostos em que um átomo possui mais de oito elétrons de 
valência
Os elementos do terceiro período ou em períodos mais elevados 
frequentemente formam compostos e íons em que o elemento central é
cercado por mais de quatro pares de elétrons de valência.
A maioria dos compostos e dos íons nessa categoria tem o átomo central 
ligado a átomos pequenos, tais como: flúor, cloro ou oxigênio.
Elementos do segundo período (B, C, N, O e F) estão restritos a um máximo 
de oito elétron sem seus compostos.
Grupo 4A
Si
F
F
F
F
F
1-
SiF5-
Si
F
F
F
FF
F
2-
SiF62-
Exceções à Regra do Octeto
F
F
F
F
F
PP
F
F
F
F
F
P
F
F
F
F
F
F
F
F
FF
F
P
PF5 PF61-
1-
Grupo 5A
Exceções à Regra do Octeto
F
F
F
FF
F
S
SF4SF6
F
F
F
FF
F
F
F
F
F
F
F
S
Grupo 6A
F
F
FF
F
F
F
F
F
Cl
ClF3
F
F
FF
F
Br
BrF5
Grupo 7A
Exceções à Regra do Octeto
F
FF
F
F
F
Xe
F
F
F
F
Xe
XeF4
XeF2
Grupo 8A
Geometria
1) Geometria dos Pares e Elétrons
É a geometria adotada por todos os pares de elétrons de valência em torno 
do átomo central.
2) Geometria Molecular
Descreve o arranjo espacial do átomo central e dos átomos ligados 
diretamente a ele. É importante destacar que os pares de elétrons isolados no 
átomo central ocupam posições no espaço mesmo que sua localização não 
seja incluída na descrição verbal da forma da molécula ou do íon.
Geometria dos Pares de Elétrons
Montar a estruturas de Lewis para os seguintes compostos:
a)BeCl2
b)BF3
c)CH4
d)PF5
e)SF6
Cloreto de Berílio – BeCl2 – Linear
Cl ClBe
2 atoms bonded to central atom
0 lone pairs on central atom
Geometria dos Pares de Elétrons
Fluoreto de Boro – BF3 – Trigonal Plana
Geometria dos Pares de Elétrons
Metano – CH4 – Tetraédrica
Geometria dos Pares de Elétrons
Pentafluoreto de Fósforo – PF5 – Bipiramidal Trigonal
Geometria dos Pares de Elétrons
Hexafluoreto de Enxofre – SF6 – Octaédrica
Geometria dos Pares de Elétrons
Geometria dos Pares de Elétrons
Geometria dos Pares de Elétrons
Geometria Molecular
Montar a estruturas de Lewis para os seguintes compostos:
a) CO2
b) NO2-
c) H3O+
d) H2O
e) ClF2+
f) SF4
g) ClF3
h) XeF2
i) BrF5
j) XeF4
Geometria Molecular
Geometria Molecular
Geometria Molecular
Geometria Molecular
Geometria Molecular
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
1) Postulado
Quando dois átomos se aproximam para formar uma ligação covalente, um 
orbital atômico de um átomo sobrepõe-se com um orbital atômico de outro 
átomo. 
Essa sobreposição significa que dois orbitais compartilham uma mesma 
região no espaço. 
O par de elétrons que associamos com uma ligação covalente é
compartilhado entre os dois átomos nesta região de sobreposição.
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Ex. Molécula de H2
Formada por dois átomo de H;
Cada átomo de H tem 1 elétrons no orbital 1s.
1s1 1s1
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Ex. HF
Formada por 1 átomo de H e 1 átomo de F
H= 1 elétron 1s1
F= 9 elétrons 1s2 2s2 2p5
Nesse caso, o elétron do hidrogênio e um elétron do flúor se emparelham e 
são compartilhados pelos dois núcleos
1s1
2p52s2
1 Orbital 2p ocupado por apenas 1 életron
Orbital 1s do H se sobrepõe
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Região de SuperposiçãoF
2p
1s
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Ex. H2O
Formada por 2 átomos de H e 1 átomo de O
H= 1 elétron 1s1 - dois hidrogênios
O= 8 elétrons 1s2 2s2 2p4
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
1s1 1s1
2p42s2
2 Orbitais 2p ocupados por apenas 1 életron
Orbital 1s do H se sobrepõe a cada orbital 2p
2p
1s
1s
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Ex. Cl2
Formada por 2 átomos de Cl
Cl= 17 elétrons 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
3p53s2 3p53s2
Orbital 3p do Cl se sobrepõe a outro orbital 3p de outro Cl
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Região de Superposição
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Exercícios:
a)NH3
b) H3O+
c) H2S
d)F2
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Orbitais Híbridos
Híbrido do grego hybris = ultraje (violação da teoria)
As ligações covalente resultam da sobreposição dos orbitais atômicos de 
elétrons desemparelhados.
Ao fazer a distribuição eletrônica no EF, e verificar o último nível energético, 
pode-se prever quais eram os números de ligações que ocorrem por meio da 
sobreposição orbital. No entanto, são encontrados na natureza compostos 
que contrariam essas previsões.
Ex. Molécula formada por H e C
H= 1 elétron 1s1
C= 6 elétrons 1s2 2s2 2p2
Que tipo de Molécula esperaríamos de uma ligação do Carbono com o 
Hidrogênio?
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Orbitais Híbridos
1s1
2p22s2
Que tipo de Molécula esperaríamos de uma ligação do Carbono com o 
Hidrogênio? CH2
Dois emparelhamentos de elétrons do orbital s do hidrogênio com 2 elétrons 
desemparelhados do orbital 2p do carbono. 
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Orbitais Híbridos
1s1
2p22s2
1s1
No entanto:
1)sabemos que a molécula CH2 não existe como molécula estável;
2)Sabemos que o carbono tem valência 4;
3)O composto mais simples entre carbono e hidrogênio é o metano, CH4.
A formação do metano (CH4) é feita por meio da HIBRIDIZAÇÃO ORBITAL
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Orbitais Híbridos
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Orbitais Híbridos
Hibridização Orbital
Dois ou mais orbitais atômicos associam-se para produzir um novo conjunto 
de orbitais e estes orbitais híbridos possuem propriedades direcionais 
diferentes das dos orbitais atômicos dos quais eles foram criados.
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Orbitais Híbridos
Hibridização dos orbitais para gerar a molécula de CH4
2p32s1
2p22s2
2p32s1
sp3
Promoção de 1 elétrons emparelhado para um orbital não preenchido de 
um mesmo nível energético
Fusão dos orbitais que contem os elétrons desemparelhados
Formação de orbitais híbridos idênticos entre si
4 Orbitais híbridos sp3 ocupados por apenas 1 életron
O orbital 1s do hidrogênio se sobrepõe a esses orbitais, num total de 4 orbitais 1s de H
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Orbitais Híbridos
Hibridização dos orbitais para gerar a molécula de BeH2
Be= 4 elétrons 1s2 2s2
H= 1 elétron 1s1
2 Orbitais híbridos sp ocupados por apenas 1 életron
O orbital 1s do hidrogênio se sobrepõe a esses orbitais, num total de 2 orbitais 1s de H
1s2 2s2
2p02s2
2p12s1
2orbitais p não hibridizados2s
1 2p1
sp
1s2 2s2
1s1
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Orbitais Híbridos
sp: GEOMETRIA LINEAR
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Orbitais Híbridos
Hibridização dos orbitais para gerar a molécula de BF3
B= 5 elétrons 1s2 2s2 2p1 F= 9 elétrons 1s2 2s2 2p5
2p52s22p
12s2
2p22s1
2p22s1
sp2
orbital p não hibridizado
3 Orbitais híbridos sp2 ocupados por apenas 1 életron
O orbital 2p do flúor se sobrepõe a esses orbitais, num total de 3 orbitais 2p de F
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Orbitais Híbridos
sp2: GEOMETRIA TRIGONAL PLANA
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Orbitais Híbridos
sp3: GEOMETRIA 
TETRAÉDRICA
Hibridização dos orbitais para gerar a molécula de PCl5
P= 15 elétrons 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Cl= 17 elétrons 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
2p52s2
5 Orbitais híbridos sp3d1 ocupados por apenas 1 életron
O orbital 2p do cloro se sobrepõe a esses orbitais, num total de 5 orbitais 2p de Cl
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Orbitais Híbridos
3p33s2
3p33s1
sp3d1
orbitais d não hibridizado
3d1
3p33s1 3d1
Hibridização dos orbitais para gerar a molécula de SF6
S= 16 elétrons 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 F= 9 elétrons 1s2 2s2 2p5
2p52s2
6 Orbitais híbridos sp3d2 ocupados por apenas 1 életron
O orbital 2p do flúor se sobrepõe a esses orbitais, num total de 5 orbitais 2p de F
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Orbitais Híbridos
3p43s2
3p33s1
sp3d2
orbitais d não hibridizado
3d2
3p33s1 3d2
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Orbitais Híbridos
Número de Orbitais 
atômicos Combinadoss
Tipo de Hibridização Arranjo
2 sp Linear
3 sp2 Trigonal Plana
4 sp3 Tetraédrica
5 sp3d1 Bipirâmide Trigonal
6 sp3d2 Octaédrica
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Ligações Múltiplas
Existem dois tipos de ligações químicas que ocorrem após a sobreposição 
orbital. São elas as ligação (sigma) e (pi)
1)Ligação - São formadas pela sobreposição frontal, isto é, ao longo do eixo 
internuclear, entre dois orbitais.
2)Ligação - São formadas pela sobreposição lado a lado de dois orbitais p 
não hibridizados que produzem uma densidade eletrônica acima e abaixo da 
linha que une os núcleos.
As ligações não são formadas sozinhas só são formadas quando se tem a 
formação da ligação 
Ligação simples = 1 ligação 
Ligação dupla = 1 ligação e 1 ligação 
Ligação tripla = 1 ligação e 2 ligações 
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Ligações Múltiplas
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Ligações Múltiplas
Ex. Eteno
H= 1 elétron 1s1 (4 hidrogênios)
C= 6 elétrons 1s2 2s2 2p2
C C
H
H
H
H
1s1
2p22s2
2p22s1
2p22s2
2p32s1
sp2
p
Orbital p não hibridizado.
Sobreposição lateral de 1 orbital p não hibridizado.
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Ligações Múltiplas
C C
H
H
H
H
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Ligações Múltiplas
C C
H
H
H
H
Teoria de Ligação de Valência (TLV)
Ligações Múltiplas
C C HH
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
A teoria dos orbitais moleculares (TOM) constitui uma alternativa para se ter 
uma visão da ligação. 
Tem como base a mecânica quântica.
Surgiu para explicar o paramagnetismo de algumas moléculas.
De acordo com este enfoque, todos os elétrons de valência têm uma 
influência na estabilidade da molécula. (Elétrons dos níveis inferiores também 
podem contribuir para a ligação, mas para muitas moléculas simples o efeito 
é demasiado pequeno).
Além disso, a teoria OM considera que os orbitais atômicos, AO’s, do nível de 
valência, deixam de existir quando a molécula se forma, sendo substituídos 
por um novo conjunto de níveis energéticos que correspondem a novas 
distribuições da nuvem eletrônica (densidade de probabilidade). 
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Esses novos níveis energéticos constituem uma propriedade da molécula 
como um todo e são chamados, conseqüentemente de orbitais 
moleculares. Assim, os elétrons ocupam orbitais chamados orbitais 
moleculares, que se espalham por toda a molécula.
ORBITAIS MOLECULARES (OM): são resultados da combinação linear dos 
orbitais atômicos, o que matematicamente significa que funções matemáticas 
foram combinadas resultando em novas funções matemáticas, que se 
espalham por toda a molécula.
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
A principal diferença entre a TLV e a TOM é que a primeira assume que os 
elétrons, em uma ligação, estão localizadosentre os dois átomos ligados, 
enquanto a TOM assume que os elétrons pertencem à molécula como um 
todo.
Na TLV o foco está na ligação entre pares de átomos, nas ligações 
sigmas e pi entre determinados pares de átomos e na hibridização dos 
orbitais.
Na TOM os elétrons de uma molécula estão sob a ação de todos os 
núcleos dos átomos que formam tal molécula, ou seja, os elétrons estão 
deslocalizados por todo espaço molecular.
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
1) Princípios
A TOM é baseada em 4 princípios:
1º PRINCÍPIO: 
O número total de OM é sempre igual ao número total de OA fornecidos pelos 
átomos que se combinaram.
A combinação de dois AO’s gera dois novos orbitais, chamados de orbitais 
moleculares, da mesma forma que a combinação de n orbitais atômicos 
gera n orbitais moleculares.
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Sempre que um par de orbitais atômicos forem combinados, dois orbitais 
moleculares são formados: 
um orbital molecular ligante 
um orbital molecular antiligante.
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
OM LIGANTE: resultado da sobreposição das funções de onda dos orbitais 
atômicos de mesmo sinal. Interferência Construtiva.
= A1s + B1s
A combinação de orbitais atômicos que 
resulta em uma diminuição da energia 
total é chamada orbital ligante. Este 
orbital estabiliza a ligação.
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
OM ANTILIGANTE: resultado da sobreposição das funções de onda dos 
orbitais atômicos de sinais contrários. Interferência Destrutiva.
= A1s - B1s
A combinação de orbitais atômicos que 
resulta em um aumento da energia total 
é chamada orbital antiligante. Este 
orbital desestabiliza a ligação.
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
OM Ligantes e 
Antiligantes
OM Ligantes e 
Antiligantes
2º PRINCÍPIO: 
O orbital molecular ligante tem energia mais baixa do que os orbitais atômicos 
originais, e o orbital antiligante tem energia mais elevada.
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
3º PRINCÍPIO: 
Os elétrons da molécula são atribuídos primeiro aos orbitais de baixa energia 
e, só depois, aos orbitais de maior energia.
Os elétrons ocupam os orbitais disponíveis de baixa energia.
Quando 2 elétrons ocupam o mesmo orbital, seus spins são emparelhados.
Se mais de 1 OM de mesma energia estiver disponível, os elétrons ocupam 1 
a 1 orbitais vazios com spins paralelos, e só então emparelham-se (Regra de 
Hund).
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
4º PRINCÍPIO: 
Orbitais atômicos combinam-se para formar orbitais moleculares de forma 
mais eficaz quando os orbitais atômicos possuem energias semelhantes.
Ex. Be2
Be - 4 elétrons 1s2 2s2
1s2 2s2 1s2 2s2
Be - 4 elétrons 1s2 2s2
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Ordem de Ligação
A ordem de ligação pode assumir valores inteiros ou fracionários. É utilizada 
para prever se a molécula proposta existe de acordo com a TOM.
)OMALemeletronsdeºn()OMLemeletronsdeºn(
2
1L.O
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Orbitais 2p que formam OM
OM para as moléculas: B2, C2, N2
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Orbitais 2p que formam OM
OM para as moléculas: O2, F2, Ne2
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
OM formados por átomos diferentes:
Elemento mais eletronegativo apresenta 
energia mais baixa;
Não há inversão entre os orbitais e 
dos átomos de O, F e Ne