10_Lig_Quim_Covalente_Modo_de_Compatibilidade

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LIGAÇÃO 
COVALENTECOVALENTE
INTRODUÇÃO
• Resulta do compartilhamento de elétrons.
Ex: H2
• Os dois átomos de hidrogênio se 
aproximam devido à força de atração que 
depois de determinada distância depois de determinada distância 
diminuem surgindo as forças repulsivas.
• Para H2 essa troca de forças ocorre a uma 
distância de 0,074 nm (distância 
internuclear).
Energia Potencial de dois átomos de 
hidrogênio em função da distância.
ESTRUTURAS DE LEWIS E 
TEORIA DO OCTETO
• Os átomos tendem a adquirir a 
configuração eletrônica ns2np6
característica dos gases nobres.
• Regra do octeto: os átomos tendem a 
formar ligações até estarem rodeados por 
8 elétrons. (válido para elementos do 2º 
período)
Cl + Cl Cl Cl
As ligações covalentes podem ser representadas pelos
símbolos de Lewis dos elementos:
Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma 
Cl Cl H F H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma 
ligação pode ser representado por uma única linha:
Casos para os quais a regra do octeto não 
é adequada:
• moléculas com número ímpar de elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem menos • moléculas nas quais um átomo tem menos 
de um octeto, ou seja, moléculas deficientes 
em elétrons;
• 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
Deficiência em elétrons
• Relativamente raro.
• As moléculas com menos de um octeto são 
típicas para compostos dos Grupos 1A, 2A, e 
3A.3A.
• O exemplo mais típico é o BF3.
Expansão do octeto
• Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais 
de um octeto (os do 2°período não têm orbital “d ”)
• Após o terceiro período, os orbitais d tem energia 
suficientemente baixa para participarem de ligações e 
receberem a densidade eletrônica extra.
• PCl5 __ __ __ __ __ __ __ __ __
3s 3p 3d
__ __ __ __ __ __ __ __ __
3s 3p 3d
ICl4- I = 7 e-
Cl = 7 e-
+ 1 e-
Total = 36 e-
Cl Cl
..
..
..
..
..
::
I
Cl Cl
..
..
..
....
..
..
..
::
LIGAÇÕES MÚLTIPLAS
Quando mais de um par de elétrons é compartilhado entre 
dois átomos.
• Um par de e- compartilhado = ligação simples (H2);
• Dois pares de e- compartilhados = ligação dupla (O2);
• Três pares de e- compartilhados = ligação tripla (N2).
H H O O N N
• Em geral, 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
Energia de dissociação da ligação é a 
energia necessária para quebrar essa 
ligação.
LIGAÇÃO COORDENADA OU 
DATIVA
• Tipo de interação em que apenas um dos 
átomos contribui com o par de elétrons 
para a formação da ligação.
• Exemplos: HNO3, H2SO4, N2O4.
Ressonância
• Algumas vezes não é possível representar 
uma molécula com uma única estrutura de 
Lewis.
Ex.: O3
• A estrutura de Lewis requer uma ligação 
simples (mais longa) e uma ligação dupla 
(mais curta). 
• Evidências experimentais mostram que as 
duas ligações são idênticas.
O
O
O
Estrutura de 
Lewis:
Dados experimentais:Dados experimentais:
A estrutura é uma forma intermediária entre 
I e II.
• As estruturas de ressonância são 
representações de uma estrutura real, que 
é uma mistura entre várias possibilidades.
Ressonância no benzeno
• A estrutura experimental do benzeno mostra • A estrutura experimental do benzeno mostra 
que todas as ligações C-C têm o mesmo 
comprimento.
• Estruturas de ressonância: ligações simples 
entre átomos de C e seis elétrons adicionais 
deslocalizados por todo o anel:
ELETRONEGATIVIDADE
• H2: os elétrons estão igualmente partilhados 
entre os dois núcleos. 
• Situação diferente, por exemplo, para o HCl ou 
HF: os elétrons passam mais tempo na 
vizinhança de um dos átomos.vizinhança de um dos átomos.
Ligação covalente polar
δ+ δ-
Cargas 
parciais H-F
δ+ δ-
Eletronegatividade (χ): medida da capacidade 
de um átomo atrair para si os elétrons 
partilhados numa ligação química.
Variação na Tabela Periódica:Variação na Tabela Periódica:
Períodos: aumenta da esquerda para a direita
(> Zef > eletronegatividade)
Famílias: aumenta de baixo para cima 
(<raio >eletronegatividade)
Escala de Pauling de 
eletronegatividades
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
Representa o grau com que o par de 
elétrons é compartilhado pelos átomos 
ligados.
LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR
• Átomos idênticos possuem a mesma 
eletronegatividade. Ex.: H2.
• Os dois núcleos atraem igualmente o par 
de elétrons.
LIGAÇÃO COVALENTE POLAR
• Átomos de elementos diferentes possuem 
eletronegatividades diferentes. Ex. HF
• Os dois núcleos NÃO atraem igualmente o • Os dois núcleos NÃO atraem igualmente o 
par de elétrons.
• Quanto maior a diferença de 
eletronegatividade, mais polar é a ligação.
O extremo da ligação polar é a ligação iônica: a 
diferença de eletronegatividade entre os os dois 
átomos é tão grande que o elétron de um é 
transferido para o outro.
Grau de caráter iônico e de caráter covalente:
Diferença de 
Eletronegatividade
Tipo de 
Ligação
Exemplo
zero Covalente 
Apolar
Cl-Cl
intermediária Covalente Polar H-Cl
grande Iônica Na-Cl
Previsão do caráter da ligação (regra é apenas indicativa):
• ∆χ < 1,7: ligação covalente polar 
• ∆χ > 1,7: ligação iônica
• ∆χ ~ 1,7: 50% de caráter iônico e 50% de caráter 
covalente
• ∆χ = 0: ligação covalente apolar (0% de caráter iônico).
Propriedades de compostos covalentes e 
iônicos
• Compostos iônicos: sólidos de ponto de fusão 
elevado.
• Compostos covalentes: geralmente gases, 
líquidos ou sólidos de baixo ponto de fusão.
Composto NaCl CCl4
Aspecto Sólido branco Líquido incolor
T fusão (°C ) 801 - 23
T ebulição (°C ) 1413 76,5
Solubilidade em 
água
solúvel insolúvel
BALANÇO DE CARGAS 
CARGAS FORMAIS
• Carga Formal é a carga que um átomo teria se 
todos os pares de elétrons fossem igualmente 
compartilhados.
• Quando é possível escrever mais de uma 
estrutura de Lewis para uma molécula, o 
cálculo da carga formal vai decidir por qual cálculo da carga formal vai decidir por qual 
estrutura optar.
• A estrutura mais estável tem:
• a carga formal mais baixa em cada átomo,
• a carga formal mais negativa nos átomos
mais eletronegativos.
Cálculo da carga formal:
e- valência átomo isolado - e- atribuídos ao átomo
na estrutura de Lewis
• Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes)
são atribuídos ao átomo no qual estão localizados.são atribuídos ao átomo no qual estão localizados.
• Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo
em uma ligação.
• A soma das cargas formais de uma molécula neutra é
igual a zero e a de um íon é igual à carga do mesmo.
Para o C:
• Átomo isolado: 4 e- de valência
• Na estrutura de Lewis:
2 e- não-ligantes + 3 e- da ligação tripla. Total: 5 e-
C N
• Carga formal: 4 - 5 = -1.
Para o N:
• Átomo isolado: 5 e- de valência.
• Na estrutura de Lewis;
2 e- não-ligantes + 3 e- da ligação tripla. Total: 5 e-
• Carga formal = 5 - 5 = 0.
e- valência: 6 4 6 6 4 6
e- atr. ao átomo 6 4 6 7 4 5
Carga formal: 0 0 0 -1 0 +1
EXERCÍCIOS
Atribuir a carga formal para os átomos das 
moléculas abaixo:
1) HClO4
2) HClO2) HClO2
3) OCN-
4) ClO3-