08 - Combinações entre átomos: a ligação covalente

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Descrever a formação da ligação covalente.
Caracterizar um composto covalente.
Desenhar o diagrama de pontos e o diagrama de ligações para um
composto covalente formado pelos elementos representativos.
Defi nir eletronegatividade e defi nir as tendências da
eletronegatividade ao longo da tabela periódica.
Diferenciar uma ligação polar de uma ligação apolar.
8AULA
Metas da aulaM d ld lMetas da aula
ob
jet
ivo
s
Combinações entre átomos:
a ligação covalente
Pré requisitosPré-requisitos 
Você precisa saber representar os símbolos de 
Lewis dos elementos e a regra do octeto para com-
preender o conteúdo desta aula. Estes assuntos 
foram tratados na Aula 7. Você deverá rever tam-
bém energia de ionização e afi nidade eletrônica,
apresentados ao fi nal da Aula 6.
Esperamos que, após o estudo do
conteúdo desta aula, você seja capaz de:
 Construir os diagramas de pontos e de 
ligações para combinações covalentes 
entre átomos.
 Ordenar as ligações em ordem crescente 
de polaridade.
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INTRODUÇÃO Já vimos que as substâncias iônicas possuem várias propriedades característi-
cas, tais como alto ponto de fusão e alta condutividade elétrica. A maioria das 
substâncias não possui as características dos compostos iônicos. À temperatura 
ambiente, as substâncias são líquidas ou gasosas; se sólidas, têm baixo ponto 
de fusão. Para descrevê-las e explicar as suas propriedades, precisamos de outro 
modelo de ligação química, que você vai aprender na aula de hoje.
A LIGAÇÃO COVALENTE
Átomos que têm atração semelhante por elétrons não podem unir-
se por ligações iônicas. Neste caso, os seus octetos fi cam completos por 
compartilhamento de elétrons, formando uma ligação covalente.
Quando dois ou mais átomos compartilham elétrons através de 
ligações covalentes, a unidade resultante é uma molécula. Os compostos 
covalentes são formados por moléculas que, por sua vez, são formadas 
por átomos unidos por ligações covalentes. 
Os elementos não-metálicos formam normalmente ligações 
covalentes. Alguns destes elementos existem na Natureza com dois 
átomos unidos por uma ligação covalente. As moléculas assim formadas 
são ditas moléculas diatômicas. Vamos estudar mais detalhadamente 
duas delas: a molécula de Cl2 e a molécula de H2.
Uma ligação covalente surge quando dois núcleos atraem os mesmos elétrons, 
geralmente arrumados em pares.
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Figura 8.1: Em uma ligação covalente, dois núcleos atraem os mesmos elétrons.
Elementos que existem como moléculas diatômicas à temperatura ambiente 
são:
Hidrogênio (H2) Flúor (F2) Iodo (I2)
Nitrogênio (N2) Cloro (Cl2)
Oxigênio (O2) Bromo (Br2)
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 8Cada átomo de cloro tem sete elétrons de valência (confi ra!) e
precisa de mais um para completar o seu octeto. O símbolo de Lewis
do cloro mostra que existe um elétron desemparelhado na camada de 
valência (confi ra novamente!). Ao compartilhar um par de elétrons,
formado por cada um dos elétrons desemparelhados, cada átomo de 
cloro adquire o seu octeto. 
De forma semelhante, cada átomo de hidrogênio tem um elétron 
na sua camada de valência. O compartilhamento de um par de elétrons, 
cada um proveniente de um dos dois átomos de H, permite que cada 
átomo complete a sua camada de valência com dois elétrons. 
O diagrama de pontos representativo dessas combinações está 
ilustrado na Figura 8.2. Nela incluímos também o diagrama de ligações,
em que cada par compartilhado é representado por um traço unindo 
os dois átomos; este traço simboliza uma ligação simples (ou ligação de
um par de elétrons).
Figura 8.2: Diagrama de pontos e diagrama de ligações para as combinações entre
dois átomos de cloro e dois átomos de hidrogênio.
Moléculas diatômicas formadas por átomos iguais são ditas homonucleares.
É possível que dois átomos diferentes formem ligações covalentes. Moléculas
diatômicas formadas por átomos distintos são ditas heteronucleares.
A molécula de fl uoreto de hidrogênio (HF), por exemplo, é formada pela
ligação covalente entre o H e o F, como ilustrado na Figura 8.3.
Figura 8.3: Diagrama de pontos e diagrama de ligações para as combinações
entre um átomo de fl úor e um átomo de hidrogênio.
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1. Construa o diagrama de pontos e o de ligações para as moléculas de 
F2 e de HCl:
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RESPOSTA COMENTADA
Para resolver o exercício desta atividade, você precisa inicialmente 
escrever os símbolos de Lewis do fl úor e do hidrogênio e do cloro:
O fl úor pode completar seu octeto compartilhando um par de elé-
trons com outro átomo de fl úor; da mesma forma, o hidrogênio e 
o cloro completam seus octetos se ambos compartilharem um par 
de elétrons. 
Os diagramas de pontos e de ligações são dados a seguir:
ATIVIDADE
LIGAÇÕES MÚLTIPLAS
Freqüentemente, um octeto estável de elétrons só pode ser atingi-
do se mais de um par de elétrons for compartilhado entre dois átomos. 
Dizemos que há uma ligação múltipla entre os átomos. Dependendo do 
número de pares de elétrons compartilhados (NPE), teremos os seguintes 
tipos de ligação:
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 8NPE Tipo de ligação Símbolo
1 Simples –
2 Dupla =
3 Tripla =
Nada melhor do que observar na prática como as ligações ocor-
rem. Para tal, você verá exemplos de quatro moléculas.
Exemplo 1: A molécula de O2
O oxigênio pertence ao grupo 6A, tendo seis elétrons na camada 
de valência. O símbolo de Lewis para o átomo de oxigênio é:
 Obs: Todas estas representações são equivalentes!
A combinação de dois átomos de oxigênio forma um octeto estável
se dois pares de elétrons forem compartilhados:
 Na molécula de O2, há uma ligação dupla entre os átomos de 
oxigênio. Observe que cada átomo fi ca rodeado por oito elétrons, sendo 
que quatro deles (dois pares) são comuns aos dois átomos. 
Exemplo 2: A molécula de CO2
O carbono pertence ao grupo 4A, tem, portanto, quatro elétrons 
de valência. Só há uma forma de construir o símbolo de Lewis para este 
elemento:
Ele pode completar seu octeto formando duas ligações duplas, 
uma com cada átomo de oxigênio. O diagrama de pontos e de ligações 
da formação do CO2 é:
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Exemplo 3: A molécula de N2
O nitrogênio pertence ao grupo 5A e tem cinco elétrons de valên-
cia. Seu diagrama de Lewis é: 
 Obs: Todas estas representações são equivalentes!
A combinação de dois átomos de N se dá pelo compartilhamento 
de três pares de elétrons, levando à formação de uma ligação tripla.
O diagrama de pontos e de ligações é:
Observe como cada átomo compartilha três pares de elétrons, 
completando o seu octeto!
Exemplo 4: A molécula de H2O
Já sabemos os símbolos de Lewis para o oxigênio e o hidrogênio:
Observe que o octeto do oxigênio pode ser completado se este 
átomo compartilhar dois pares de elétrons; cada par terá um elétron vindo 
dele e o outro de um átomo de hidrogênio. Haverá, então, a formação 
de duas ligações simples O-H:
Éimportante observar que o diagrama de pontos não indica a forma de 
uma molécula. Se você observar as representações para o CO2 e para a H2O, 
verá que não pode inferir delas a geometria de cada uma destas espécies. 
Este assunto será tratado futuramente.
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2. Escrever os diagramas de pontos e os de ligação para os compostos
covalentes formados entre:
a) nitrogênio e hidrogênio
b) carbono e enxofre
c) carbono e fl úor
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RESPOSTA COMENTADA
Você deve proceder da mesma forma que na Atividade 1, escre-
vendo inicialmente os símbolos de Lewis dos elementos que vão 
combinar-se e completando os seus octetos por compartilhamento 
de elétrons. 
a) Os símbolos de Lewis para o nitrogênio (grupo 5A) e hidrogênio 
(grupo 1A) são:
Observe que qualquer das representações para cada um dos dois 
elementos é válida.
Para completar o seu octeto, o N precisa formar três pares de 
elétrons, compartilhando-os com os átomos de H. Como o H só 
pode ter um par de elétrons em sua camada de valência, o octeto 
do N só pode ser completado se três H formarem ligações simples 
com o átomo de N, formando a amônia, NH3H .
O diagrama de pontos e de ligações é:
b) Os símbolos de Lewis do C (grupo 4A) e do Br (grupo 7A) são:
ATIVIDADE
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Para o carbono completar o seu octeto, precisa formar quatro
pares de elétrons com átomos de Br. Como cada átomo de Br 
precisa compartilhar apenas um par de elétrons para ter seu octeto 
completo, o C deve ligar-se a quatro átomos de Br, formando o CBr4r
(tetrabromometano):
c) Os símbolos de Lewis para o C (grupo 4A) e o S (grupo 6A) são:
Para completar seu octeto, o C precisa compartilhar quatro pares
de elétrons e o S, dois. Assim, um átomo de carbono pode unir-se
a dois átomos de enxofre por ligações duplas, segundo o esquema
a seguir (idêntico ao da formação do CO2):22
ÍONS POLIATÔMICOS
Um íon poliatômico é um grupo de átomos unidos por ligações 
covalentes e que tem uma carga elétrica. Eles são estáveis o sufi ciente 
para que o grupo, como um todo, participe da maioria das reações 
químicas sem fragmentar-se. Algumas vezes esses íons são formados, 
a partir de moléculas, pela retirada ou ganho de um ou mais elétrons 
nestas moléculas. Alguns exemplos de íons poliatômicos são listados na 
Tabela 8.1 a seguir:
Tabela 8.1: Alguns íons poliatômicos
Nome comum 
do íon
Fórmula Nome comum 
do íon
Fórmula
Amônio NH4
+ Nitrito NO2-
Acetato C2H3O-2 Oxalato C2O4
2-
Carbonato CO3
2- Permanganato MnO4-
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 8Bicarbonato HCO3- Peróxido O2-2
Cianeto CN- Fosfato PO4-
3
Clorato ClO4- hidrogenofosfato HPO4
2-
Dicromato Cr2O7
2- Sulfato SO4
2-
Hidroxila OH- Sulfi to SO3
2-
Hipoclorito ClO- Hidrogenossulfi to HSO3-
Nitrato NO3- Tiossulfato S2O3
2-
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
Eletronegatividade
Quando uma ligação covalente acontece entre dois átomos
iguais, é fácil imaginar que os dois elétrons sejam atraídos com a mesma 
intensidade por cada um dos núcleos dos átomos formadores da ligação.
Isso é o que acontece, por exemplo, nas moléculas de F2 ou de H2. E
quando os átomos são diferentes? Neste caso, é possível (e este quase
sempre é o caso) que um dos átomos tenha uma tendência maior em atrair
elétrons do que o outro. Então, o par (ou pares) de elétrons deve estar 
deslocado na direção do átomo com maior tendência em atrair elétrons.
Representa-se a eletronegatividade de um elemento pela letra
grega χ (lê-se ki). Um átomo é tanto mais eletronegativo quanto maior 
for sua tendência em atrair elétrons. A eletronegatividade de um átomo 
depende:
 de sua energia de ionização;
 de sua afi nidade eletrônica.
Se a energia de ionização é alta, o átomo tem difi culdade em
perder elétrons; se a afi nidade eletrônica é alta, ele tem facilidade em 
ganhar elétrons. 
Eletronegatividade é a habilidade que um átomo tem em atrair elétrons.
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Podemos concluir que átomos com alta energia de ionização e alta afi nidade
eletrônica são muito eletronegativos.
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Na Tabela Periódica, a eletronegatividade: 
 aumenta ao longo de um período (da esquerda para a direita);
 aumenta ao longo de um grupo (de baixo para cima).
Então, devemos esperar que o fl úor seja o elemento mais eletro-
negativo; e o césio, o menos eletronegativo.
Fique atento, pois alguns metais de transição não obedecem a essa regra!
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Foram criadas várias escalas para estimar a eletronegatividade 
dos átomos. A mais antiga e mais usada foi proposta por Linus Pauling. 
Os valores de eletronegatividade de alguns elementos, na escala de 
Pauling, são dados na Tabela 8.2 a seguir:
Tabela 8.2: Escala de Pauling de eletronegatividade (χ) de alguns elementos
Átomo χ Átomo χ Átomo χ Átomo χ Átomo χ
H 2,1 Be 1,6 Co 1,9 C 2,5 F 4,0
Li 1,0 Mg 1,2 Cu 1,9 N 3,0 Cl 3,0
Na 0,9 Ca 1,0 Fe 1,8 O 3,5 Br 2,8
K 0,8 Sr 1,0 Cr 1,6 S 2,5 I 2,5
Cs 0,7 Ba 0,9 Zn 1,6 Se 2,4 At 2,2
Polaridade das ligações e eletronegatividade
A forma como os pares de elétrons são compartilhados entre os 
átomos determina a polaridade de uma ligação. Em uma ligação apolar, 
os elétrons são igualmente compartilhados pelos átomos que formam 
a ligação. Em uma ligação polar, um dos átomos exerce uma atração 
maior pelos pares de elétrons do que o outro átomo. 
Da defi nição de eletronegatividade, você pode concluir que:
a) ligações covalentes apolares ocorrem entre átomos de mesma eletrone-
gatividade;
b) ligações covalentes polares ocorrem entre átomos de eletronegatividade 
diferente.
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 8É a diferença de eletronegatividade, representada por ∆χ (lê-se
delta ki), que determina a polaridade de uma ligação entre dois átomos. 
Se os átomos que formam a ligação têm a mesma eletronegatividade (ou
seja, se ∆χ = 0), a ligação é covalente apolar. Neste caso, os pares de 
elétrons envolvidos na ligação são igualmente compartilhados entre os 
dois núcleos dos átomos. É o caso das ligações entre dois átomos iguais, 
como as existentes nas moléculas diatômicas homonucleares. 
No extremo oposto estão as ligações onde ∆χ é tão grande que 
um dos átomos desloca completamente os elétrons de ligação para si.
É o caso das ligações iônicas. A maioria das ligações está entre estes dois 
limites, sendo covalentes polares. Você pode visualizar o efeito de ∆χ na
polaridade de uma ligação pelo quadro a seguir:
ligação apolar
∆χ= 0
ligação iônica
∆χ grandepolaridade cresce 
∆χ cresce
ligação polar
Vamos considerar, por exemplo, as polaridades das ligações
existentes nas moléculas de F2, HF e LiF. O quadro abaixo indica o tipo 
de ligação formada, se é covalente apolar (CA), covalente polar (CP)
ou iônica (IO):
Molécula F2 HF LiF
∆χ 0 1,9 3,0
Tipo de ligação CA CP IO
Um valor de ∆χ >2,0 é indício de uma ligação fortemente polar 
ou iônica. 
3. Ordene as ligações a seguir por ordem decrescente de polaridade:
a) H-F;H-Cl; H-Br; H-I
b) Li-H; Na-H; K-H; Rb-H
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RESPOSTA COMENTADA
Você pode resolver os exercícios dessa atividade consultando a
Tabela 8.2 e calculando ∆χ para cada par de átomos envolvidos 
na ligação. No entanto, se você observar melhor, verá que as ligações
do item (a) são todas entre H e um halogênio. Sabemos quem para
um mesmo grupo, a eletronegatividade diminui ao longo do grupo 
(de cima para baixo). Então, o ordenamento fi ca:
H–F > H–Cl > H–Br > H–I
No item (b), novamente o H está ligado a elementos do mesmo 
grupo (os metais alcalinos). Entretanto, ao contrário do item (a), ele
é o elemento mais eletronegativo. Então, o ordenamento será:
Rb–H > K–H > Na–H > Li–H.
CONCLUSÃO
Nesta aula, você aprendeu uma nova forma pela qual os 
átomos podem se combinar. Este tipo de ligação, em que os átomos 
compartilham elétrons, responde pela formação de maior parte das 
moléculas conhecidas.
ATIVIDADE FINAL
O íon ClO- foi listado na Tabela 8.1:
a) obtenha o diagrama de pontos e o de ligações deste íon; 
b) a substituição do Cl pelo I levaria a uma espécie mais polar? Justifi que a sua 
resposta.
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 8RESPOSTA COMENTADA
a) Inicialmente, você deve verifi car que não se trata de uma espécie 
neutra e sim de um íon com carga total igual a -1. Os símbolos de 
Lewis do Cl e do O são conhecidos:
Para completar seu octeto, o átomo de Cl precisa compartilhar apenas 
um par de elétrons com o O, resultando numa ligação simples.
O oxigênio neutro precisa de dois pares de elétrons. Entretanto, há um 
elétron adicional que, entrando no átomo de O, completa seu octeto. 
Assim, o diagrama de pontos e de ligações será:
As ligações covalentes são formadas entre átomos que compartilham um ou mais 
pares de elétrons. Elas ocorrem normalmente entre os não-metais. Dependendo 
da diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos nas ligações, elas 
podem ser polares ou apolares.
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b) O I está abaixo do Cl na Tabela Periódica (ambos são do mesmo 
grupo). Portanto, sua eletronegatividade é menor e a ligação I-O deve 
ser mais polar, já que a diferença de eletronegatividade (∆(( χ) aumenta χχ
se substituirmos o Cl pelo I na ligação com o oxigênio. 
INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA
Você vai aprender, na próxima aula, a sistematizar a representação do diagrama 
de ligações, obtendo a estrutura de Lewis de um composto.