Aula_4_5_e_6__Ligacoes_quimicas_carga_formal_numero_de_oxidacao_e_polaridade

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ARE1
Gabarito
1) O desenvolvimento científico e tecnológico possibilitou a
identificação de átomos dos elementos químicos naturais e
também possibilitou a síntese de átomos de elementos
químicos não encontrados na superfície da Terra. Indique,
entre as alternativas abaixo, aquela que identifica o átomo
de um determinado elemento químico e o diferencia de
todos os outros.
A) Número de íons.
B) Massa atômica.
C) Número de elétrons.
D) Número de nêutrons.
E) Número atômico.
2) Entre os diagramas a seguir, relacionados com as
características de organização da tabela periódica, quais
estão corretos?
A) III e IV
B) II e III
C) I e V
D) II e V
E) II e IV
3) Desde a Grécia antiga, filósofos e cientistas vêm levantando hipóteses 
sobre a constituição da matéria. Demócrito foi uns dos primeiros filósofos 
a propor que a matéria era constituída por partículas muito pequenas e 
indivisíveis, as quais chamaram de átomos. A partir de então, vários 
modelos atômicos foram formulados, à medida que novos e melhores 
métodos de investigação foram sendo desenvolvidos. A seguir, são 
apresentadas as representações gráficas de alguns modelos atômicos:
Assinale a alternativa que correlaciona o modelo atômico com a sua 
respectiva representação gráfica.
A) I - Rutherford, II - Thomson, III - Dalton.
B) I - Dalton, II - Rutherford, III - Thomson.
C) I - Thomson, II - Dalton, III - Rutherford.
D) I - Thomson, II - Rutherford, III - Dalton.
E) I - Dalton, II - Thomson, III - Rutherford.
4) Leia o texto:
NASA descobre substância para formação de vida em amostras de
cometa Cientistas da NASA (agência espacial norte-americana)
descobriram glicina, elemento fundamental para a formação de vida, em
amostras do cometa Wild 2 trazidas à Terra pela sonda Stardust em
2006, revelou hoje o Laboratório de Propulsão a Jato (JPL) da agência.
“A glicina é um aminoácido usado pelos organismos vivos para produzir
proteínas e esta é a primeira vez que é encontrada em um cometa”,
afirmou Jamie Elsila, do Centro de Voos Espaciais da NASA. “A
descoberta apoia a teoria de que alguns ingredientes da vida surgiram
no espaço e chegaram à Terra por meio do impacto de meteoritos e
cometas”, informou um comunicado do JPL. Carl Pilcher, diretor do
Instituto de Astrobiologia da NASA, afirmou que a descoberta também
respalda a hipótese de que os blocos básicos da vida abundam no
espaço e que a vida no universo é mais comum do que se acredita.
(http://www1.folha.uol.com.br/folha/ciencia/ult306u611268.shtml)
A análise isotópica consiste na determinação das
quantidades e variedades de isótopos de um
elemento em uma determinada amostra.
Considerando isótopos do carbono, todos neutros,
pode-se concluir que possuem:
A) diferentes números atômicos.
B) diferentes números de elétrons.
C) o mesmo número de nêutrons
D) o mesmo número de massa
E) o mesmo número de prótons.
5) Na classificação periódica, o elemento químico
de configuração 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3
está localizado na família:
A) 4A do terceiro período.
B) 3A do quarto período.
C) 3A do terceiro período.
D) 5A do quarto período.
E) 4A do quinto período.
6) Considere o elemento químico abaixo como é
representado na tabela periódica:
Podemos afirmar que ele possui:
A) 40 prótons
B) 13 prótons
C) 14 prótons
D) 27 prótons
E) 30 prótons
7) A observação da tabela periódica permite 
concluir que, dos elementos a seguir, o mais 
eletronegativo é o:
A) Ca
B) Se
C) Ga
D) As
E) K
8) Considere as seguintes afirmativas sobre
o modelo atômico de Rutherford:
1. O modelo atômico de Rutherford é
também conhecido como modelo planetário
do átomo.
2. No modelo atômico, considera-se que
elétrons de cargas negativas circundam em
órbitas ao redor de um núcleo de carga
positiva.
3. Segundo Rutherford, a eletrosfera,
local onde se encontram os elétrons, possui
um diâmetro menor que o núcleo atômico.
V
V
F
4. Na proposição do seu modelo atômico,
Rutherford se baseou num experimento em que
uma lamínula de ouro foi bombardeada por
partículas.
Assinale a alternativa correta:
A) Somente as afirmativas 1, 2 e 3 são
verdadeiras.
B) As afirmativas 1, 2, 3 e 4 são verdadeiras.
C) Somente a afirmativa 1 é verdadeira.
D) Somente as afirmativas 3 e 4 são verdadeiras.
E) Somente as afirmativas 1, 2 e 4 são
verdadeiras.
V
Discursivas
2) b) Utilizando o diagrama de Pauling realize as 
distribuições eletrônicas, dos seguintes números de massa 
e identifique quem são esses elementos:
14,007
7N - Nitrogênio - 1s
2 2s2 2p3
39,098
19K - Potássio - 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
79,904
35Br - Bromo - 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
91,224
40Zr – Zircônio - 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2
QUÍMICA GERAL 
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Ligação Química = Uma ligação química forma-se entre dois átomos, quando o
arranjo resultante da interação entre o núcleo e seus elétrons apresenta uma energia
mais baixa do que a energia total dos átomos separados.
OS ÁTOMOS SE UNEM COM O OBJETIVO DE ADQUIRIR ESTABILIDADE. 
UNIDADE 5 - LIGAÇÕES QUÍMICAS
Para a molécula de Hidrogênio a distância entre núcleos é de 74 pm
Tipos de Ligações Químicas: Existem três modelos que descrevem as ligações
químicas;
2. Ligações Covalentes;1. Ligações Iônicas;
3. Ligações Metálicas;
LIGAÇÕES IÔNICAS
No modelo de ligação química denominada ligações iônicas, as forças eletrostáticas
atraem as partículas com cargas elétricas opostas.
Formação do Cátion: Ocorre quando um átomo perde elétron.
Na (g) Na
+
(g) + 1e
-
Formação do Ânion: Ocorre quando um átomo recebe elétron.
Cl (g) + 1e
- Cl-(g)
Na + (g) + Cl 
-
(g) NaCl(s)
Formação de um sólido a partir de seus íons.
O átomo de sódio (Na) pertence ao primeiro grupo da tabela periódica, (Grupo 1), e
ao terceiro período, (Camada M), consequentemente apresenta um elétron na
camada de valência. A sua Energia de Ionização é de 496 kJ.mol-1.
Na (g) Na
+
(g) + 1e
- Energia Absorvida = 496 kJ.mol-1
O átomo de cloro (Cl) pertence ao décimo sétimo grupo da tabela periódica, (Grupo
17), e ao terceiro período, (Camada M), consequentemente apresenta sete elétrons
na camada de valência. A sua Afinidade Eletrônica é de 348 kJ.mol-1.
Cl (g) + 1e
- Cl-(g) Energia Liberada = 348 kJ.mol
-1
Na+ (g) + Cl
-
(g) Na
+ [Cl]- (g) Energia Liberada = 450 kJ.mol
-1
Resumo: Na (g) + Cl (g) Na
+ [Cl]- Energia Liberada = 302 kJ.mol-1
O íon gasoso Na+Cl- é energeticamente mais estável 
do que os átomos de Na e Cl gasoso. 
Etapa A: Na (s) Na(g) Energia Absorvida = 108 kJ.mol
-1
Levando em consideração a formação do cloreto de sódio no estado sólido temos
que:
Etapa D: Cl (g) + 1e
- Cl-(g) Energia Liberada = 348 kJ.mol
-1
Etapa E: Na+ (g) + Cl
-
(g) NaCl (s) Energia Liberada = 787 kJ.mol
-1
Resumo: Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) Energia Liberada = 410 kJ.mol
-1
Etapa B: Na (g) Na
+
(g) + e
- Energia Absorvida = 496 kJ.mol-1
Etapa C: ½ Cl2 (g) Cl(g) Energia Absorvida = 121 kJ.mol
-1
Ligação Iônica
Li (g) Li
+
(g) + 1e
- Energia Absorvida = 124,3 kJ.mol-1
Para o Fluoreto de Lítio (LiF) temos que:
F (g) + 1e
- F-(g) Energia Liberada = 79,5 kJ.mol
-1
Li (g) + F (g) Li
+
(g) + F
-
(g) Energia Absorvida = 44,8 kJ.mol
-1
Quando paramos de fornecer a energia ocorre a atração formando um sólido.
G. N. Lewis (1916): Desenvolveu o método de empregado na
distribuição de elétrons ao redor dos átomos e moléculas.
Distribuição dos elétrons de valência ao redor dos átomos.
Valência: É a capacidade decombinação dos átomos. Geralmente
os elétrons da camada mais externa
são os responsáveis pela formação da
ligação ou pela combinação com
outros átomos.
Na (Z = 11): 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 Camada de Valência
Cl (Z = 17): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 Camada de Valência
Representação de Lewis:
Na * Cl ●
●
●
●
●●
●
Na+ [:Cl:]-. .
. .
Langmuir: Provou experimentalmente que os gases nobres são elementos que
possuem pequena reatividade química. São elementos que apresentam uma baixa
afinidade eletrônica e uma elevada energia de ionização. São átomos considerados
estáveis e que apresentam a sua camada de valência completa com oito elétrons.
Regra do Octeto: Os átomos buscam a estabilidade com oito elétrons na camada
de valência.
Na (Z = 11): 1s2, 2s2, 2p6, 3s1
Cl (Z = 17): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
Na+ [:Cl:]-. .
. .
A regra do octeto é um guia para previsões sobre as ligações químicas
e estequiometria. 
Geralmente as ligações iônicas ocorrem pela ligação de um METAL (formam o
octeto pela perda de um elétron) e os NÃO-METAIS (formam o octeto pela ganho de
um elétron).
Metais: Geralmente os que estão localizados a esquerda da tabela periódica
apresentam baixa energia de ionização e baixa afinidade eletrônica, desta forma
espera-se que estes elementos tenham uma maior tendência perder os elétrons,
formando CÁTIONS.
Não-Metais: Geralmente os que estão localizados a direita da tabela periódica
apresentam alta energia de ionização e alta afinidade eletrônica, desta forma
espera-se que estes elementos tenham uma maior tendência a ganhar os elétrons,
formando ÁNIONS.
Os metais formam cátions:
- Monovalentes: Na+ perdem 1 e-;
- Bivalentes: Ca2+ perdem 2 e-;
- Trivalentes: Al3+ perdem 3 e-;
- Tetravalentes: Pb4+ perdem 4 e-;
- Pentavalentes: Bi5+ perdem 5 e-;
Os nâo-metais formam ânions:
- Com cinco elétrons: N recebem 3 e-;
- Com seis elétrons: O recebem 2 e-;
- Com sete elétrons: F recebe 1 e-;
1. Escrever a configuração eletrônica dos
Íons:
a) In (Z = 49);
- In3+:
b) Cu (Z = 29)
- Cu+:
- Cu2+: 
c) Cr (Z = 24)
- Cr2+:
- Cr3+: 
d) P (Z = 15)
- P-3: 
Exceção: Nos átomos de Cr e Cu a subcamada (4s) contem apenas 1 elétron. Isto 
ocorre porque as energias 3d e 4s são muito próximas, de maneira que um dos 
elétron 4s passa para a subcamada 3d, devido a maior energia de 
emparelhamento.
Exercícios:
2. Escrever a configuração
eletrônica dos Íons:
a) Fe (Z = 26);
- Fe2+:
- Fe3+:
b) O (Z = 8)
- O2-:
3. Escrever a estrutura de Lewis para:
Ca (Z = 20);
Cl (Z = 17);
Na (Z=11)
C (Z=6)
4. Escrever a estrutura de Lewis para a molécula de
Óxido de Alumínio (Al2O3):
Al (Z = 13);
O (Z = 8):
5. O sulfato de alumínio é formado por íons Al3+ e íons
SO4
2-. Qual é a sua fórmula empírica?
LIGAÇÕES COVALENTES
No modelo de ligação química denominada ligações covalentes dois átomos têm a
mesma tendência de ganhar ou perder elétrons. Os elétrons ficam compartilhados
entre os dois átomos.
O compartilhamento dos elétrons ocorre principalmente entre 
não metais, ou entre um não metal e um semi-metal, ou seja 
átomos que necessitam receber elétrons. 
Molécula de O2
Molécula de H2
Molécula de Hidrogênio H2
H (Z = 1) – 1s1
Segundo a Regra de Hund
H (Z = 1) – 1s1
1
1
1
1
Molécula de Oxigênio O2
O (Z = 8) – 1s2, 2s2, 2p4
Segundo a Regra de Hund
111
1
1
1
1
1
O (Z = 8) – 1s2, 2s2, 2p4 111
1
1
1
1
1
1s2 2s2 2p4
Estrutura de Lewis para moléculas diatômicas:
Molécula de HCl
Molécula de N2
Molécula de HF
Estrutura de Lewis para íons e moléculas poliatômicas:
Estrutura de Lewis para moléculas de Metano CH4
H (Z = 1) – 1s1
C (Z = 6) – 1s2 2s2, 2p2
- O átomo unitário é o átomo central, geralmente é o
elemento com a mais baixa energia de ionização.
C
H
HH
H
* *
*
*
+ +
+
+
_
_
_ _
1 elétron de valência 
4 elétron de valência 
Estrutura de Lewis para moléculas de Amônia NH3
H (Z = 1) – 1s1
N (Z = 7) – 1s2 2s2, 2p3
- O átomo de N é o átomo central.
1 elétron de valência 
5 elétron de valência 
N
H
HH * *
*
+ +
+
_
_ _* *
Estrutura de Lewis para moléculas de Íon Amônio NH4
+
H (Z = 1) – 1s1
N (Z = 7) – 1s2 2s2, 2p3
- O átomo de N é o átomo central.
1 elétron de valência 
5 elétron de valência 
N
H
HH * *
*
+ +
+
_
_ _* *
N
H
HH * *
*
+ +
+
_
_ _* *
H +
N
H
HH * *
*
+ +
+
_
_ _* *
H +
Ligação Covalente Coordeativa ou Dativa: Este tipo de ligação ocorre quando um
par de elétrons não ligante é doado por um átomo, formando uma ligação covalente
dativa.
Todas as ligações N – H do íon amônio são idênticas em todas as suas
propriedades mensuráveis.
Estrutura de Lewis para moléculas de Etano C2H6
H (Z = 1) – 1s1
C (Z = 6) – 1s2 2s2, 2p2
- O átomo de C é o átomo central.
1 elétron de valência 
4 elétron de valência 
C
H
H
H
* *
*
*
+
+
+
_
_
_ _ C
H
H
H
* *
*
*
+
+
+
_
_
_
Ex1: Determinar a estrutura de Lewis para moléculas de Acido Acético CH3COOH:
C – 2 x 4 = 8
H – 4 x 1 = 4
O – 2 x 6 = 12
Total = 24 elétrons
A molécula tem 12 pares de elétrons de valência
Ex2: Determinar a estrutura de Lewis para moléculas da Uréia (NH2)2CO:
C – 1 x 4 = 4
H – 4 x 1 = 4
O – 1 x 6 = 6
N – 2 x 5 = 10
Total = 24 elétrons
A molécula tem 12 pares de elétrons de valência
Limitações da Regra do Octeto: A regra do octeto nos diz que oito elétrons
preenche uma camada para que o átomo possa atingir a configuração eletrônica de
um gás nobre ns2 np6. Entretanto existem as seguintes situações:
1. Moléculas com número impares de elétrons: ClO2, NO, NO2;
2. Moléculas nas quais os átomos apresentam menos de um octeto, ou seja
moléculas deficientes de elétrons: BF3;
3. E quando o átomo central de uma molécula tem os orbitais (d) semi-preenchido,
ele pode acomodar mais elétrons, 10, 12 ou até mais elétrons, nesta situação ocorre
a expansão da camada de valência.
Determinar a estrutura de Lewis para as moléculas:
a) PCl3 b) PCl5
a) PCl3. 
Cl (Z = 17) - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5. 7 elétrons na camada de valência.
P (Z = 15) - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3. 5 elétrons na camada de valência.
P - 1 1 1 1
1
3s2 3p3
Cl - 1 1 1 1
1
3s2 3p5
1 1
Cl - 1 1 1 1
1
3s2 3p5
1 1
Cl - 1 1 1 1
1
3s2 3p5
1 1
. .
a) PCl3. 
5 x Cl - 1 1 1 1
1
3s2 3p5
1 1
P - 1 1 1 1
1
3s2 3p3 3d
P - 1 1 1 1 1
3s2 3p3 3d
b) PCl5. 
HIBRIDIZAÇÃO
dsp3
Ressonância – É uma mistura de estruturas com o mesmo arranjo de átomos, mas
com diferentes arranjos de elétrons.
Íon Nitrato NO3
-
A estrutura apresenta uma distância de ligação igual para todas as ligações, 
simples e dupla (124 pm). A ligação dupla, N = O, (120 pm) é mais curta do que 
a ligação simples N – O (140 pm).
NO
O
O. . 
. . . . 
. . . . 
. . 
. . 
. . 
NO
O
O. . 
. . 
. . 
. . . . 
. . 
. . 
. . 
NO
O
O. . 
. . 
. . 
. . . . 
. . 
. . 
. . 
Molécula de Benzeno C6H6
. . . . . . 
O O O
:O: :O : :O: :O: :O: :O :
Molécula de Ozônio O3
1. Carga Formal: Fornece a indicação da extensão da perda ou ganho de elétrons
por um átomo no processo da formação da ligação covalente. As estruturas com o
menor valor de cargas formais são as mais prováveis de terem as menores energias.
Balanço de Carga
Dois métodos são empregados para determinar o balanço de carga, a Carga Formal
e o Método de Oxidação.S
O
O
OO. .
. .
. .
. .
. .
. . .
 .. 
.
. 
.
. 
.
. 
.
. 
.
-2-1
-1
-1
-1
+2
S
O
O
OO. .
. .
. .
. .
. .
. 
.
. 
.
. 
.. 
.
. . -2
0 0
-1
-1
0
(a) (c)
S
O
O
OO. .
. .
. .
. .
. .
. 
.
. 
.
. 
.. 
.
. . -2
0 +1
-1
-1
-1
(b)
. 
.
Carga Formal: (Elétrons de valência do átomo isolado) – (Elétrons de valência 
do átomo ligado) 
A soma aritmética de todas as cargas formais dos átomos que compõe uma 
molécula ou um íon é igual ao total cargas do molécula ou íon.
- Para atribuir a Carga Formal de um átomo é necessário decidir quantos elétrons
um átomo possui;
* Primeiro Passo: Um átomo possui um elétron de cada par de ligação preso a ele.
* Segundo Passo: Um átomo possui seus pares de elétrons isolados
completamente;
* Terceiro Passo: Conte o número de elétrons atribuídos em um átomo e subtraia o
resultado do número de elétrons de valência do átomo livre.
Considerando o exemplo do HClO4:
Átomo Elétrons de Valência 
do Átomo Isolado 
Elétrons de Valência 
do Átomo Ligado
Carga Formal
H 1 1 0
O (2 ligações) 6 6 0
O (1 ligações) 6 7 -1 (cada)
Cl 7 4 +3
Carga Formal da Molécula (CF): 0 – 0 – 1 – 1 – 1 + 3 = 0
Ex: PO4
3-
P
O
O
OO. .
. .
. .
. .
. .
. . .
 .. 
.
. 
.
. 
.
. 
.
. 
.
-3-1
-1
-1
-1
+1
(a)
P
O
O
OO. .
. .
. .
. .
. . .
 .
. 
.
. 
.
. 
.. 
.
. . -3
0 0
-1
-1
-1
(b)
O – CF = 6 - 7 = -1
O – CF = 6 - 7 = -1
O – CF = 6 - 7 = -1
O – CF = 6 - 7 = -1
P – CF = 5 - 4 = +1 
O – CF = 6 - 6 = 0
O – CF = 6 - 7 = -1
O – CF = 6 - 7 = -1
O – CF = 6 - 7 = -1
P – CF = 5 - 5 = 0 
Ex: NH4
+
N
H
H
HH
+
Ex: NH3 N
H
HH
Ex: NO3
-
N
O
OO
_
H – CF = 1 - 1 = 0
N – CF = 5 - 5 = 0 
H – CF = 1 - 1 = 0
N – CF = 5 - 4 = +1 
O – CF = 6 - 6 = 0
O – CF = 6 - 7 = -1
O – CF = 6 - 7 = -1
N – CF = 5 - 4 = +1 
2. Número de Oxidação: Existem dois métodos para se determinar o número de
oxidação.
- Método 1- Os elétrons de valência são contados da mesma forma que quando se
atribui a carga formal, exceto que ambos os elétrons de ligação são atribuídos ao
átomos MAIS ELETRONEGATIVO. Se os dois átomos ligados são o idênticos, o par
compartilhado é dividido entre dois, como nas cargas formais.
Considerando o exemplo do HClO4:
Átomo Elétrons de Valência 
do Átomo Isolado 
Elétrons de Valência 
do Átomo Ligado
Número de 
Oxidação
H 1 0 +1
O (2 ligações) 6 8 -2
O (1 ligações) 6 8 -2 (cada)
Cl 7 0 +7
Número de Oxidação : +1 – 2 – 2 – 2 – 2 +7 = 0
- Método 2- Um conjunto de regras foram estabelecidas para determinar o número
de oxidação para o segundo método.
REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO NÚMERO DE OXIDAÇÃO:
1- Flúor nos seus compostos apresenta sempre número de oxidação -1;
2- Oxigênio nos seus compostos possui número de oxidação -2;
Exceções:
a. Peróxido e Superóxidos: Estes compostos contém ligações O – O. O número de
oxidação peróxido é -1 e nos superóxido é ½;
b. Fluoreto de Oxigênio: A regra 1 sempre tem preferência. Em OF2 e O2F2 os
números de oxidação de cada oxigênio são +2 e +1, respectivamente;
3- Hidrogênio: na maioria dos compostos o número de oxidação é +1;
Exceções: Nos hidretos metálicos o valor é -1;
4- Compostos de elemento do grupo periódico I (metais alcalinos) e II (metais
alcalinos terrosos): Este elementos tem seus números de oxidação +1 e +2,
respectivamente;
Elementos do Grupo III A, quando combinados, geralmente possuem número
de oxidação +3;
5- Na fórmula da substância ou espécie (íon, átomo, molécula), a soma dos
números de oxidação de todos os elementos é igual à carga elétrica que
aparece com a formula;
a. Um átomo de qualquer elemento no estado livre (não combinado) tem
número de oxidação igual a zero (0);
b. Qualquer íon simples (monoatômico) tem número de oxidação igual a sua
carga.
c. A soma dos números de oxidação de todos os átomos da fórmula (empírica
ou moleculares) para um composto inteiro é igual a zero (0);
d. A soma dos números de oxidação de todos os átomos que aparecem na
fórmula para um íon poliatômico ou complexo é igual à carga elétrica do íon.
Substância Número de oxidação Regra Comentários
S8 S = 0 5a Cada S = 0 
Cu Cu = 0 5a
HCl H = +1 e Cl = -1 3 e 5c Por Subtração
CH4 H = +1 e C = -4 3 e 5c Cada H é +1
NaH (hidreto) Na = +1 e H = -1 4, 3, 5c
BaO Ba = +2 e O = -2 4, 3, 5c
BaO2 (peróxido) Ba = +2 e O = -1 4, 2a, 5c Cada O é -1
KNO3 K= +1, O = -2 e N = +5 4, 2, 5c
HSO3
- H= +1, O = -2 e S = +4 3, 2, 5d Por Subtração
Cr2O7
2- O = -2 e Cr = +6 2, 5d Por Subtração
Fe3O4 O = -2 e Fe = 8/3 2, 5c Por Subtração
C6H12O6 H = +1, O = -2 e C = 0 3, 2, 5c Por subtração
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
- Ligações Iônicas;
- Ligações Covalentes:
a- Ligações Covalentes Polares;
b- Ligações Covalentes Apolares.
a) Polaridade das Moléculas Diatômicas:
Em 1939 Linus Pauling estabeleceu o conceito de
eletronegatividade.
* Com base na definição de eletronegatividade foi possível
desenvolver uma regra para determinar se uma ligação
química apresenta um caráter iônico ou covalente.
* Quando o valor da diferença de eletronegatividade, entre os átomos em
uma ligação química, for superior a 1,7, a Ligação Química apresenta um
Caráter Iônico;
* Quando o valor da diferença de eletronegatividade, entre os átomos em
uma ligação química, for inferior a 1,7, a Ligação Química apresenta um
Caráter Covalente Polar;
* Quando o valor da diferença de eletronegatividade, , entre os átomos em
uma ligação química, for igual a 0 (zero), a Ligação Química apresenta um
Caráter Covalente Apolar;
Ligação Iônica – Átomos diferentes ligados. Diferença de
eletronegatividade superior a 1,7.
Eletronegatividade (Na = 0,9); Eletronegatividade (Cl = 3,0)
Diferença de Eletronegatividade igual a 2,1.
Ligação Covalente Polar – Átomos diferentes ligados.
Diferença de eletronegatividade inferior a 1,7.
Eletronegatividade (H = 2,1); Eletronegatividade (Cl = 3,0)
Diferença de Eletronegatividade igual a 0,9.
Ligação Covalente Apolar – Átomos iguais ligados.
Diferença de eletronegatividade igual a 0 (zero).
Eletronegatividade (Cl = 3,0)
Diferença de Eletronegatividade igual a 0 (zero).
Todas as moléculas diatômicas são polares se suas ligações forem polares;
Todas as moléculas diatômicas que são compostas por átomos diferentes são
ligeiramente polares;
AS LIGAÇÕES IÔNICAS E COVALENTES SÃO DOIS MODELOS EXTREMOS 
DE LIGAÇÕES QUÍMICAS. A MAIORIA DAS LIGAÇÕES QUÍMICAS REAIS 
FICA EM UM LUGAR ENTRE PURAMENTE IÔNICO E PURAMENTE 
COVALENTE.
Todas as moléculas diatômicas, homonucleares, tais como: O2, N2, Cl2 F2...,
são apolares. Sua ligação química é uma Ligação Covalente Apolar.
b) Polaridade das Moléculas Poliatômicas:
A polaridade das moléculas poliatômicas dependem da Geometria da Molécula e
do Número de elétrons Isolados na Molécula.
cis-dicloro-eteno
Molécula Polar μ ≠ 0
trans-dicloro-eteno
Molécula Apolar μ = 0
μ - Momento de Polarizabilidade