Ligação covalente

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Capítulo III (parte 2) – Ligação covalente 
 
Ligações iônicas 
Nas ligações iônicas, essa interação se dá pela cessão de um ou mais elétrons por um 
dos átomos da ligação que os tinha em excesso em sua camada de valência 
(característica dos metais) e a recepção deles pelo outro átomo que falta de elétrons para 
completar a sua camada de valência, adquirindo a configuração eletrônica de um gás 
nobre (típico de não metais). 
 
Como a soma dos elétrons perdidos por um dos membros da ligação é igual à soma dos 
ganhos pelo receptor, cada átomo encontra seu nível ótimo de camadas de elétrons 
enquanto a união de ambos faz com que o conjunto se mantenha eletricamente neutro. 
 
Ligações covalente e a formação de moléculas 
As ligações covalentes seguem outro mecanismo. Esse tipo de ligação se dá entre dois 
não metais. Como não metais são elementos químicos que precisam ganhar elétrons 
para se estabilizar, ou seja, encontrar o nível ótimo de distribuição da camada de 
valência, tem-se uma ligação em que todos os átomos envolvidos estão propensos a 
receber elétrons, mas não a cedê-los. 
A solução se dá através do compartilhamento do par de elétrons por dois átomos. Os 
átomos ligados compartilham um ou mais elétrons que passam a complementar 
simultaneamente os elétrons da eletrosfera de ambos, como necessitavam. Essas 
ligações são chamadas de covalentes e os grupos de átomos ligados por elas são 
chamados de moléculas. 
 
As moléculas também são eletricamente neutras, uma vez que seus átomos 
compartilham um ou mais pares eletrônicos, mas conservam a equivalência entre o 
número de cargas positivas dos prótons do núcleo e o número de cargas negativas dos 
elétrons que o orbitam. 
 
 
Ligação simples, dupla e tripla 
- Um único par de elétrons é chamado de uma ligação simples. Entretanto, dois átomos 
podem compartilhar dois ou três pares de elétrons (ligação dupla e ligação tripla = 
ligações múltiplas). 
 
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Fórmula estrutural do etano (C2H6), eteno (C2H4) e etino (C2H2) 
 
Ligação sigma (): é a ligação formada pela interpenetração frontal de orbitais 
(segundo um mesmo eixo). A ligação sigma é forte e difícil de ser rompida. Pode ser 
feita com qualquer tipo de orbital atômico (sobreposição do orbital s-s, s-p e p-p); 
 
 
Ligação pi (): é a ligação formada pela aproximação lateral de orbitais (segundo eixos 
paralelos). A ligação pi é mais fraca e mais fácil de ser rompida. Só ocorre entre orbitais 
atômicos do tipo "p"; 
Obs.: Quando dois átomos estabelecem uma dupla ou tripla ligação, a primeira é sempre 
do tipo sigma, a segunda e a terceira ligação, se houver, serão obrigatoriamente do tipo 
pi. 
Obs.: Os orbitais atômicos se unem para formar orbitais moleculares. 
 
2) 9F e 9F 
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3) 1H e 9F 
 
 
4) 8O e 8O 
 
 
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5) 7N e 7N 
 
 
Com os exemplos descritos acima, podemos fazer duas importantes observações: 
• Ligação Simples (-): ligação σ. 
• Ligação Dupla (=): uma σ e uma π . 
• Ligação Tripla (≡): uma σ e duas π 
 
 
 
Geometria básica e a Forma das moléculas - O modelo VSEPR 
A estrutura de Lewis representa uma localização aproximada dos pares de elétrons 
ligantes e dos pares isolados em uma molécula e não descreve o arranjo espacial dos 
átomos. 
 - Sidgwick e Powell sugeriram que a forma de uma molécula se relaciona com o 
número de pares de elétrons existentes na camada de valência do átomo central. 
- Os pares de elétrons ligantes e pares isolados devem se posicionar no espaço o mais 
afastado possível um do outro, para minimizar a repulsão. 
- Se é possível prever a distribuição de orbitais em torno do átomo central, também é 
possível prever a forma da molécula e os ângulos de ligação. Esta teoria é conhecida 
como Teoria de Repulsão dos pares de elétrons na camada de valência (valence-schell 
electron-pair repulsion model- VSEPR). 
Se uma molécula tem um par isolado ou um elétron desemparelhado no átomo central, 
os elétrons contribuem com o arranjo eletrônico que determina a forma da molécula mas 
são ignorados na denominação de sua forma. 
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Muitas moléculas simples têm a forma das figuras geométricas com ângulos de ligações 
entre as linhas retas que ligam o centro dos átomos, apresentados na figura a seguir. 
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Ligação covalente apolar e covalente polar 
Uma ligação covalente pura, em que os átomos dividem igualmente o par de elétrons, 
ocorre somente quando dois átomos idênticos se ligam (por exemplo: H2, Cl2, O2, N2, 
etc. são apolares). Quando dois átomos diferentes formam uma ligação covalente, o par 
de elétrons será compartilhado de forma desigual. O resultado é uma ligação covalente 
polar, ligação em que os dois átomos possuem cargas residuais ou parciais. 
 
Eletronegatividade () 
A observação revelou alguns comportamentos nas moléculas difíceis de explicar sem 
admitir que, de algum modo, suas cargas elétricas continuassem atuando. Estes 
comportamentos começaram a ser explicados pela descoberta da eletronegatividade, 
propriedade que mede a tendência de um átomo a atrair elétrons. 
Assim, numa ligação covalente, os elétrons tendem a ficar mais próximos do átomo de 
maior eletronegatividade, que os atrai mais intensamente (adquire uma carga parcial 
negativa). Na tabela periódica, a eletronegatividade aumenta de baixo para cima nos 
grupos (verticais da tabela) e da esquerda para a direita nos períodos (horizontais da 
tabela). 
Portanto, os elementos químicos de menor eletronegatividade encontram-se no canto 
inferior esquerdo da tabela e os de maior no canto superior direito, com o valor desta 
propriedade crescendo através da tabela periódica ao longo de uma diagonal como se vê 
abaixo: 
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A seta amarela representa a tendência de aumento 
da eletronegatividade dos elementos químicos ao 
longo da tabela periódica. 
 
O efeito da eletronegatividade sobre as moléculas é que os elétrons compartilhados não 
o são de uma maneira equitativa. Os átomos mais eletronegativos trazem os elétrons 
para perto de si e acumulam em sua proximidade suas cargas elétricas negativas. Por 
consequência, os átomos menos eletronegativos ficam mais distantes dos elétrons e na 
vizinhança deles a carga parcial positiva tendem a predominar. 
Moléculas com dois polos - positivo e negativo 
O resultado é que as moléculas que apresentam essa característica desenvolvem dois 
polos elétricos, um negativo, próximo ao átomo mais eletronegativo onde os elétrons se 
concentram e outro polo positivo, próximo ao átomo menos eletronegativo, que fica 
distante dos elétrons, ou seja, a ligação entre os dois átomos tem uma extremidade 
positiva e uma extremidade negativa. A ligação é chamada de covalente polar e a 
molécula é dipolar (tem dois polos - positivo e negativo). 
Em compostos iônicos, o deslocamento do par de ligação para um dos dois átomos é 
essencialmente completo, e os símbolos + e - são escritos ao lado do símbolo do átomo 
nos desenhos de Lewis. Para uma ligação covalente polar, a polaridade é indicada 
escrevendo-se os símbolos + e - ao lado do átomo neutro (=letra grega delta que 
significa carga parcial). 
 
Um dos melhores exemplos de molécula polar é a água, que liga dois átomos de 
hidrogênio e um de oxigênio. Como o oxigênio situa-se no canto superior direito da 
tabela, é um dos elementos químicos de maior eletronegatividade, perdendo apenas para 
o flúor, situado ao seu lado. 
 
O oxigênio é muito mais eletronegativo que os dois átomos de hidrogênio, com os quais 
compartilha dois pares eletrônicos formando uma ligação covalente. Dessa forma, ooxigênio puxa para perto de si os elétrons compartilhados, formando um polo elétrico 
negativo na sua vizinhança, enquanto um polo positivo se forma em torno dos átomos 
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de hidrogênio, que perde a briga pelos elétrons para o vizinho mais eletronegativo, 
como representado a seguir: 
 
 
A água é uma molécula polar, na qual as nuvens de 
elétrons (representadas em vermelho) tendem a se 
concentrar próximas do elemento mais 
eletronegativo, o oxigênio. Já a molécula apolar de 
etano (abaixo, à direita) apresenta uma distribuição 
simétrica dos elétrons. 
 
 
A figura acima também ilustra a diferença entre uma molécula polar como a água e 
outra apolar como o etano. Nesta última, os dois átomos de carbono que constituem a 
molécula junto com seis de hidrogênio não formam polos positivo e negativo por conta 
da distribuição uniforme dos elétrons, consequência do equilíbrio das 
eletronegatividades. A molécula de etano e metano também pode ser representada 
como: 
 
Metano (CH4) Etano (C2H6) 
 
As ligações mais frequentes envolvendo compostos orgânicos acontecem entre átomos 
de carbono ou entre átomos de carbono e hidrogênio: C ─ C e C ─ H (hidrocarbonetos). 
Classificamos este tipo de ligação como covalente, ela está presente em todas as 
ligações dos compostos orgânicos formados somente por carbono e hidrogênio. Quando 
na molécula de um composto orgânico houver outro elemento químico além de carbono 
e hidrogênio, suas moléculas passarão a apresentar certa polaridade. Chamamos este 
elemento de heteroátomo e pode ser: nitrogênio (N), oxigênio (O), entre outros. 
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A presença do oxigênio como heteroátomo faz as moléculas apresentarem polaridade. A 
primeira molécula se trata do composto etanol (CH3CH2OH), a presença da hidroxila – 
OH dá a este composto o caráter polar, mesmo que em sua estrutura contenha uma parte 
apolar. 
Como julgar a polaridade de uma molécula poliatômica? 
Numa ligação química, a diferença de eletronegatividade ( ) entre os elementos leva a 
uma polarização da ligação. Em outras palavras, o átomo mais eletronegativo atrai para 
si o par compartilhado, adquirindo uma carga elétrica parcial negativa ( ) (em 
unidades atômicas) e o átomo menos eletronegativo adquire carga elétrica parcial 
positiva ( ) de mesmo valor em módulo. Dê uma olhada no quadro a seguir. 
 
 
 
Entre os haletos de hidrogênio, a tendência na polaridade é: 
HF ( =1,8) > HCl ( =1,0) > HBr ( =0,8) > HI ( =0,5) 
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Moléculas diatômicas compostas por dois átomos com eletronegatividades diferentes 
são sempre polares; há somente uma ligação covalente polar, e a molécula tem uma 
extremidade positiva e outra negativa. 
Mas com moléculas compostas de três ou mais átomos, em que há duas ou mais 
ligações covalentes polares? 
Tomando como exemplo moléculas com estequiometria AX2, AX3 e AX4, deve-se 
avaliar como o grupo terminal X e a geometria molecular influenciam a polaridade 
molecular. 
Considere que o vetor momento de dipolo ( ) represente a polaridade de uma ligação 
química. É importante chamar sua atenção para o fato de que a polaridade de uma 
ligação ou molécula não pode ser medida; apenas o momento de dipolo é mensurável. 
Como uma entidade vetorial, é caracterizado pelo seu módulo (seu tamanho), direção 
e sentido (o lado para onde o vetor aponta). 
 
 
Moléculas diatômicas heteronucleares são moléculas polares, uma vez que possuem 
não nulo. Já as moléculas diatômicas homonucleares são apolares, pois exibem = 0. 
Espécies poliatômicas podem ou não ser polares. A polaridade de moléculas tri e 
poliatômicas depende da soma vetorial dos vetores individuais (de cada ligação). 
Essa soma vetorial só pode ser feita após a determinação da geometria molecular. 
As moléculas CO2 (geometria linear), BF3 (geometria triangular ou trigonal plana) e 
CCl4 (geometria tetraédrica) são apolares, embora sejam constituídas de ligações 
covalentes polares. Veja a figura, a seguir. Nessas moléculas, os momentos de dipolo 
individuais são cancelados mutuamente em virtude das geometrias moleculares, fazendo 
com que o vetor momento de dipolo resultante, , tenha módulo igual a zero. Uma 
molécula apolar é caracterizada por . 
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Moléculas apolares: . 
Curiosamente, por causa das geometrias moleculares, muitos ânions poliatômicos 
(moléculas com carga negativa) são apolares, apesar de formarem compostos iônicos 
com cátions, como: NO3
-
, SO4
2-
, PO4
3-
 etc. 
Nas moléculas de H2O, NF3 e CHCl3 (clorofórmio), por exemplo, os momentos de 
dipolo das ligações não se anulam, e as moléculas são ditas polares, já que 
(momento de dipolo resultante é diferente de zero) (figura a seguir). 
 
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Moléculas polares: 
A Tabela 1 moléculas com estequiometria AX2, AX3 e AX4, momentos de dipolo e a 
geometria molecular. 
Tabela 1 - Moléculas com estequiometria AX2, AX3 e AX4, momentos de dipolo e a 
geometria molecular