Ligações Covalente

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Ligação covalente Ligação covalente ––
Geometria molecularGeometria molecular
Linear Trigonal plana Tetraédrica
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Geometria molecularGeometria molecular
Trigonal 
Bipiramidal Octaédrica
� As estruturas de Lewis não indicam as formas espaciais das
moléculas→ mostram o número e o tipo de ligação entre os átomos...
� A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos de
ligação.
� Geometrias fundamentais para moléculas do tipo ABn:
2
3
� Cada par de pontos ao redor de um átomo central na estrutura de
Lewis representa o par de elétrons de valência do átomo.
� Como os elétrons são carregados negativamente, estes pares de
elétrons se repelem entre si.
� O arranjo geométrico mais estável de pares eletrônicos é aquele em
que as repulsões entre os pares são mínimas → Teoria da repulsão dos
pares de elétrons da camada de valência (VSEPR).
H (1s1):
1s1
HH HH
ClCl ClCl
Cl ([Ne] 3s2 3p5):
3s2 3p5
Repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (VSEPR)Repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (VSEPR)
� Encontrar estes arranjos → encontrar a forma geométrica da molécula.
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Um par de elétrons ligante é atraído por ambos os núcleos dos átomos 
ligados, enquanto que um par não ligante é atraído por um único núcleo
Por sofrer menor atração nuclear, o par não ligante está mais espalhado ao 
redor do átomo que um par ligante 
Par de elétrons 
ligante
Par de elétrons
não ligante
Fonte: Brown, T. L., et al. “Química –A ciência central”. 9ª ed. Pearson Education Inc., 2003.
par ligante
↕
par ligante
par ligante
↕
par não ligante
par não ligante
↕
par não ligante
Magnitude da repulsão:
Repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (VSEPR)Repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (VSEPR)
Um par não ligante exerce maior repulsão → comprimindo os 
ângulos de ligação
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1) Os pares eletrônicos da camada de valência do átomo central numa
molécula ou num íon poliatômico tendem a se orientar de forma que sua
energia total seja mínima → ficam o mais afastado possível entre si, a
fim de minimizar as repulsões intereletrônicas
Teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência Teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência 
(VSEPR)(VSEPR)
par ligante
↕
par ligante
par ligante
↕
par não ligante
par não ligante
↕
par não ligante
2) Magnitude da repulsão:
�A nuvem eletrônica de um par de elétrons não ligantes ocupa mais
espaço ao redor do átomo central...
3) Forças repulsivas decrescem bruscamente com o aumento do ângulo
entre pares. São fortes em ângulos de 90°, mais fracas em ângulos de
120°e extremamente fracas em ângulos de 180°.
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Determinando a forma espacial de moléculas pelo método VSEPRDeterminando a forma espacial de moléculas pelo método VSEPR
1) Escrever a estrutura de Lewis para a molécula ou íon.
2) Determinar o número estérico (NE) = número de átomos ligados +
número de pares de elétrons livres
3) Baseando-se nos arranjos geométricos possíveis para cada NE:
Orientar o par de elétrons e as ligações nas posições apropriadas
ao redor do átomo central a fim de minimizar as repulsões entre
eles.
CH H
H
H
OH
H
NE = 4 NE = 4 
HBeH
NE = 2 NE = 3
OSOOCO
NE = 2
4) Usar a distribuição dos átomos ligados para determinar a
geometria molecular
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Arranjos em função do número Arranjos em função do número estéricoestérico (NE)(NE)
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NENE Geometria Geometria ArranjoArranjo Ângulos de ligação Ângulos de ligação 
2 Linear 180º 
3 Trigonal plana 120º 
4 Tetraédrica 109,5º 
5 TrigonalBipiramidal 90º, 120º 
6 Octaédrica 90º 
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BeH2 BeH H
BF3
Determinando a forma espacial de moléculas pelo método VSEPRDeterminando a forma espacial de moléculas pelo método VSEPR
Ex 1: Determine a forma espacial dos compostos BeH2 e BF3
NE = 2
NE = 3
HBeH
B
F
F
F
B
F
F F
B
FF
F
B
F F
F
Geometria trigonal planawww.commons.wikimedia.org
Geometria linearBeH H
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Determinando a forma espacial de moléculas pelo método VSEPRDeterminando a forma espacial de moléculas pelo método VSEPR
Ex 2: Determine a forma espacial do CH4
CH H
H
H
CH4 NE = 4CH H
H
H
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Geometria tetraédrica
109,5º 
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P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Determinando a forma espacial de moléculas pelo método VSEPRDeterminando a forma espacial de moléculas pelo método VSEPR
Ex 3: Determine a forma espacial do PCl5
NE = 5PCl5 P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Geometria trigonal bipiramidal
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Determinando a forma espacial de moléculas pelo método VSEPRDeterminando a forma espacial de moléculas pelo método VSEPR
Ex 4: Determine a forma espacial do SF6
F
F
F
F
F
F
S
F
F
F
F
F
F
S NE = 6SF6
Geometria octaédricawww.commons.wikimedia.org
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HBeH
Geometria linear
Geometria 
trigonal plana
Geometria tetraédrica
109,5º 
Geometria 
trigonal bipiramidal
Geometria octaédrica
Efeito de elétrons não ligantes nos ângulos de ligaçãoEfeito de elétrons não ligantes nos ângulos de ligação
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Efeito de elétrons não ligantes nos ângulos de ligaçãoEfeito de elétrons não ligantes nos ângulos de ligação
Um par de elétrons ligante é atraído por ambos os núcleos dos átomos 
ligados, enquanto que um par não ligante é atraído por um único núcleo
Por sofrer menor atração nuclear, o par não ligante está mais espalhado ao 
redor do átomo que um par ligante 
Um par não ligante exerce maior repulsão → comprimindo os 
ângulos de ligação
Par de elétrons 
ligante
Par de elétrons
não ligante
Fonte: Brown, T. L., et al. “Química –A ciência central”. 9ª ed. Pearson Education Inc., 2003.
par ligante
↕
par ligante
par ligante
↕
par não ligante
par não ligante
↕
par não ligante
Magnitude da repulsão:
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Efeito de elétrons não ligantes nos ângulos de ligaçãoEfeito de elétrons não ligantes nos ângulos de ligação
CH H
H
H
OH
H
NE = 4 
Par não ligante = 0
NH
H
H
NE = 4 
Par não ligante = 1
NE = 4 
Par não ligante = 2
109,5º 
Geometria 
tetraédrica
Geometria 
piramidal trigonal
Geometria 
angular
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15Par de elétrons não ligante tende a ocupar a posição equatorial → 
menor repulsão...
Posição equatorial : 
2 repulsões de 90º
Posição axial: 
3 repulsões de 90º 
Para uma molécula cujo NE =5 (arranjo é bipirâmide trigonal), qual 
seria a posição ocupada por um par de elétrons não ligante???
Fonte: Brown, T. L., et al. “Química –A ciência central”. 9ª ed. Pearson Education Inc., 2003.
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NE = 5 
Par não ligante = 0
NE = 5 
Par não ligante = 2
NE = 5 
Par não ligante = 3
Geometria 
gangorra
Geometria 
em T
Geometria 
linear
PCl5
Geometria
trigonal bipiramidal
P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
SF4
ClF3
XeF2
NE = 5 
Par não ligante = 1
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NE = 6 
Par não ligante = 2
Geometria 
quadrado 
planar
Geometria 
piramidal 
quadrática
BrF5
XeF4
NE = 6 
Par não ligante = 1
Lembrando que no octaedro os seis vértices são iguais e os ângulos de 
ligação são de 90º .
F
F
F
F
F
F
SSF6 Geometria
octaédrica
NE = 6 
Par não ligante = 0
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Escreva a estrutura de Lewis e faça uma previsão da
forma da molécula:
a) SO2 (R: Angular)
b) AsCl3 (R: Pirâmide trigonal)
c) ClF3 (R: Bipiramidal trigonal em forma T)
d) IF5 (R: Piramidal quadrática)
e) ICl4-1 (R: Quadrado planar)
Para exercitar...Para exercitar...
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Eletronegatividade: A tendência relativa de um átomo ligado em atrair
elétrons para si.
Elementos que possuem maior afinidade eletrônica e baixa energia de
ionização tendem a ser mais eletronegativos...
EletronegatividadeEletronegatividade
EletronegatividadeEletronegatividade e polaridade da ligaçãoe polaridade da ligação
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Ligação covalente apolar:
Ligação formada entre átomos com
eletronegatividades iguais.
EletronegatividadeEletronegatividade e polaridade da ligaçãoe polaridade da ligação
Ligação covalente polar:
Ligação formada entre átomos com
eletronegatividades diferentes.
Os dois núcleos atraem igualmente o 
par de elétrons.
O par de elétrons não éigualmente 
compartilhado → o átomo mais 
eletronegativo atrai a densidade eletrônica
FHFF
Fonte: Brown, T. L., et al. “Química –A ciência central”. 9ª ed. Pearson Education Inc., 2003.
δ+ δ-
Podemos considerar uma ligação iônica como sendo uma ligação 
covalente extremamente polar
Diferença de Diferença de eletronegatividadeeletronegatividade TipoTipo de ligaçãode ligação ExemploExemplo
Zero Covalente apolar Cl─Cl
Intermediária Covalente polar H─Cl
Alta Iônica Na─Cl
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Polaridade de moléculasPolaridade de moléculas
� Momento dipolo (µ) é uma medida quantitativa da separação de cargas.
É uma grandeza vetorial → possui módulo, direção e sentido (para o
átomo mais eletronegativo)...
� Molécula apolar: O centro de cargas positivas coincide com o centro de
cargas negativas→ µ = 0
� Molécula polar: Há separação de cargas (dipolos) → µ ≠ 0
H F
µ
� A polaridade de moléculas diatômicas depende apenas da polaridade
da ligação.
H H
µ = 0
F F
µ = 0
H F
µ ≠ 0
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� A polaridade de moléculas com mais de dois átomos depende da
polaridade da ligação e da geometria molecular.
� O dipolo total de uma molécula poliatômica é a soma vetorial de seus
dipolos de ligação.
Polaridade de moléculasPolaridade de moléculas
OCO
Geometria linear
µresultante = 0
Molécula apolar
B
F F
F
Geometria trigonal plana
µresultante = 0
Molécula apolar
Geometria piramidal trigonal
µresultante ≠ 0
Molécula polar
µresultante
Geometria angular
µresultante ≠ 0
Molécula polar
Geometria angular
µresultante ≠ 0
Molécula polar
O
S
O
µresultante
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Geometria tetraédrica
µresultante = 0
Molécula apolar
Cl
Cl
Cl
Cl
Geometria tetraédrica
µresultante = 0
Molécula apolar
Geometria tetraédrica
µresultante ≠ 0
Molécula polar
Cl
µresultante
Polaridade de moléculasPolaridade de moléculas
Forças Forças 
intermolecularesintermoleculares
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Forças intermoleculares:
São as forças responsáveis por manter os sólidos e líquidos unidos.
� Força intramolecular: ligação química que mantém uma molécula
unida.
� Força intermolecular: atração entre moléculas.
� No processo de fusão e ebulição as forças intermoleculares são
rompidas.
Forças íon-dipolo
Interação entre um íon e um 
dipolo (molécula polar).
Ex: NaCl em água
� É a interação intermolecular mais forte...
Fontes: Brown, T. L., et al. “Química –A ciência central”. 9ª ed. Pearson Education Inc., 2003.
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Forças dipolo-dipolo
Interação entre moléculas polares
Ex. CHCl3, H2S
Fontes: Brown, T. L., et al. “Química –A ciência central”. 9ª ed. Pearson Education Inc., 2003.
� Moléculas de massas e tamanhos aproximadamente iguais, a força
das atrações moleculares aumenta com o aumento da polaridade.
Forças dipolo-dipolo induzido
Interação entre uma molécula 
polar e uma apolar →
A molécula polar (dipolo) induz 
um dipolo em uma molécula 
apolar (dipolo induzido)
Ex. H2O e Cl2
molécula 
polar 
molécula 
apolar 
molécula 
apolar
(dipolo induzido) 
molécula 
polar 
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Ligação de hidrogênio
Interação entre moléculas que 
apresentam o H ligado a átomos muito 
eletronegativos (F, O ou N) → O 
hidrogênio é atraído simultaneamente 
por dois átomos eletronegativos,
atuando como uma “ponte” entre eles
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Forças de dispersão de London
ou forças de dispersão ou dipolo 
instantâneo-dipolo induzido
Interação entre moléculas apolares → 
A distorção na nuvem eletrônica de 
uma molécula (dipolo instantâneo) 
induz um dipolo na molécula vizinha 
(dipolo induzido)
Ex: Comum em gases: CH4, CO2
dipolo
instantâneo 
molécula 
apolar 
dipolo induzido 
dipolo
instantâneo 
molécula apolar 
� São as forças intermoleculares mais fracas→ baixos PE de gases.
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