7 - Aula Ligações quimicas-Ligação covalente

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Ligações Químicas
Ligação Covalente
Química Geral I
LOQ4031
Profª. Livia Carneiro
liviacarneiro@usp.br
mailto:liviacarneiro@usp.br
✓ Compartilhamento de elétrons para atingir o octeto
✓ Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder ou ganhar um 
elétron para formar um octeto.
✓ Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química.
✓ Força da ligação: atração entre os elétrons compartilhados e os núcleos positivos dos 
átomos que participam da ligação.
Ligação covalente
✓Como os não-metais não formam cátions monoatômicos, a natureza das
ligações entre átomos de não-metais não era explicada até 1916.
Teoria de Lewis: Átomos poderiam adquirir uma configuração eletrônica de
gás nobre pelo compartilhamento de elétrons com outros átomos.
Ligação covalente
✓Distribuição da densidade eletrônica nas moléculas. 
✓Ex. molécula de H2.
Energia de Ligação
Diagrama de energia para a 
formação do H2
✓ A uma distância internuclear
pequena a energia sobe
excessivamente (repulsão entre os
dois núcleos);
✓ A distância de separação mais 
estável (a de menor energia) entre 
os dois núcleos ocorre quando a 
energia é mínima (atrações e 
repulsões equilibradas);
✓ A altura desse mínimo é a 
quantidade de energia que precisa 
ser fornecida para separar os átomos 
e é chamada de energia de ligação;
Ligação covalente
Estruturas de Lewis
• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de 
Lewis dos elementos:
• O número de ligações covalentes que um átomo formará pode ser 
previsto contando-se o número de elétrons que faltam para atingir
uma configuração eletrônica estável
• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é 
representado por uma única linha.
Cl + Cl Cl Cl
Cl Cl H F
H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
Ligação covalente
Uma ligação covalente é uma ligação química na qual dois ou mais elétrons são
compartilhados por átomos.
Por que os átomos compartilham elétrons?
F F+
7e- 7e-
F F
8e- 8e-
F F
F F
Estrutura de Lewis do F2
Pares isoladosPares isolados
Pares isoladosPares isolados
Ligação covalente simples
Ligação covalente simples
8e-
H HO+ + OH H O HHou
2e- 2e-
Estrutura de Lewis da água
Dupla ligação– dois átomos compartilham dois pares de elétrons
Ligação covalente simples
O C O ou O C O
8e- 8e-8e- Dupla ligação
Tripla ligação– dois átomos compartilham três pares de elétrons
N N
8e- 8e-
N N
Tripla ligação
ou
Ligações múltiplas
• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre 
dois átomos (ligações múltiplas):
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
Consequência das ligações múltiplas: 
• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o 
número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
H H O O N N
Ligação covalente
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos.
2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais
átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples.
(Em geral, o átomo menos eletronegativo ocupa a posição
central).
3. Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central.
4. Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central, aos pares.
5. Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central
um “octeto”, tente ligações múltiplas.
Exemplos:
1) CCl4
2) PCl3
3) CO2
Desenhando as estruturas de Lewis
✓ Neste tipo de ligação o par eletrônico é trazido apenas por um dos 
átomos da ligação.
✓ A ligação dativa, uma vez formada, é idêntica à ligação covalente.
✓ O átomo de boro do BF3 pode completar seu octeto se outro átomo, 
ou íon, com um par isolado de elétrons, forma uma ligação doando
ambos os elétrons.
✓ Exemplo:
✓ NH4
+
Ligação covalente coordenada (dativa)
✓ Em alguns casos é possível desenhar mais de uma estrutura de 
Lewis em que o octeto se completa.
✓ Para determinar qual estrutura é mais provável, usamos a 
carga formal.
Carga formal
Carga formal
Para calcular a carga formal: 
• Todos os elétrons não compartilhados (não-
ligantes) são atribuídos ao átomo no qual estão
localizados.
• Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada
átomo em uma ligação.
• A carga formal é: 
(elétrons de valência – elétrons atribuídos ao átomo)
Carga formal
• Considere:
• Para o C:
• Existem 4 elétrons de valência (pela tabela
periódica).
• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-
ligantes e 3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela
estrutura de Lewis.
• Carga formal: 4 - 5 = -1.
C N
Carga formal 
• Considere:
• Para o N:
• Existem 5 elétrons de valência.
• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3
da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis.
• Carga formal = 5 - 5 = 0.
• Escrevemos:
• Importante: a soma das cargas formais é igual à carga total no
íon.
C N
C N
Carga formal
• A estrutura de Lewis mais estável tem:
• a carga formal mais baixa em cada
átomo,
• a carga formal mais negativa nos átomos
mais eletronegativos.
Carga formal
Qual estrutura de Lewis será mais razoável 
para o CO2?
Exemplo:
e- de valência: 6 4 6 6 4 6
- (e- atribuídos ao átomo): 6 4 6 7 4 5
Carga formal: 0 0 0 -1 0 +1
Exercício:
Um teste para a presença de íons ferro (III) em solução é a adição de 
tiocianato de potássio, KSCN, com formação de um composto que
contém ferro e íon tiocianato, de cor vermelho-sangue. Escreva três
estruturas de Lewis com arranjos atômicos diferentes para o íon
tiocianato e selecione a estrutura mais provável, identificando a 
estrutura com cargas formais mais próximas de zero. Para simplificar, 
utilize somente estruturas com ligações duplas entre os átomos.
• Número ímpar de elétrons: Em alguns poucos casos o número de 
elétrons pode ser ímpar em uma ligação. Por exemplo: NO (dupla
ligação), chamado de radical, contém elétrons desemparelhados, por
isso são espécies muito reativas.
• Deficiência de elétrons: é encontrada em compostos de boro e 
berílio. Ex.: BF3
• Expansão do octeto: a terceira e maior classe das exceções, consiste
em moléculas ou íons nos quais existem mais de oito elétrons no nível
de valência de um átomo. 
Os elementos a partir do terceiro período têm orbitais s, p e d vazios
que podem ser usados na ligação. 
O tamanho dos átomos é importante, geralmente ocorre quando o átomo
central está ligado a átomos menores e mais eletronegativos, como
flúor, cloro e oxigênio. Ex.: PCl5
Exceções à Regra do Octeto
✓ Em fórmulas químicas simples, o átomo central é frequentemente
escrito primeiro, seguindo-se os átomos a ele ligados. Ex.: na
fórmula OF2 (carga formal) o arranjo é F-O-F e não O-F-F, no SF6, o 
átomo de S está rodeado por seis átomos de F.
✓ Arranjar os átomos simetricamente em torno do átomo central 
(Ex.: CO2 é O-C-O e não C-O-O. Exceção: N2O (tripla e dativa) que
tem o arranjo assimétrico N-N-O (carga formal) .
✓ Os ácidos são exceção porque tem o H escrito na frente, como em
H2S, e o arranjo é H-S-H.
✓ Se o composto é um oxiácido, os átomos de H ligam-se aos
átomos de O, que por sua vez, ligam-se ao átomo central. O ácido
sulfúrico, H2SO4, tem a estrutura (OH)2-S-O2 e o ácido hipocloroso
(HClO) tem a estrutura H-O-Cl.
✓ Exemplo: H2SO4 
Como predizer a estrutura de uma molécula
✓ Algumas moléculas ou íons não são adequadamente descritas
por uma única estrutura de Lewis.
✓ As estruturas de ressonância são tentativas de representar
uma estrutura real, que é uma mistura entre várias
possibilidades extremas.
Estruturas de ressonância
✓ Exemplo: Pela estrutura de Lewis a molécula requer uma
simples ligação (mais longa) e uma ligação dupla (mais curta).
✓ Mas…experimentalmente, o ozônio tem duas ligações
idênticas!
O
O
O
Estruturas de ressonância
Estruturas de ressonância
Ressonância no benzeno
✓ O benzeno consiste de seis átomosde carbono em um anel
hexagonal. Cada átomo de C está ligado a dois outros átomos de C e
um átomo de hidrogênio.
✓ Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de C.
✓ A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as ligações C-
C têm o mesmo comprimento.
✓ Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano.
Estruturas de ressonância
✓ O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação
covalente não significa compartilhamento igual daqueles
elétrons.
✓ O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações
polares.
✓ Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons
estão localizados mais próximos a um átomo do que a outro.
✓ Se cada elemento possui uma carga nuclear e uma
configuração eletrônica diferente, consequentemente, os
átomos de diferentes elementos terão capacidades diferentes
em atrair elétrons;
Características da ligação covalente:
Polaridade da ligação e eletronegatividade
✓ Ligação covalente apolar: elétrons igualmente compartilhados
✓ Ligação covalente polar: um dos átomos exerce maior atração pelos
elétrons ligantes
✓ Ligação iônica: forma-se quando a diferença na capacidade em
atrair elétrons é muito grande.
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade
Ligação covalente 
Apolar
Ligação 
covalente 
Polar
Ligação Iônica
✓ Eletronegatividade: capacidade do átomo em atrair para si
os elétrons em uma ligação química. 
Por ex.: um átomo com elevada afinidade eletrônica e alta
energia de ionização atrairá elétrons e resistirá em ter seus
elétrons atraídos por outros átomos em uma ligação química.
✓ Linus Pauling estabeleceu uma escala com base 
termodinâmica:
Por ex.: as eletronegatividades estão em uma escala de 
0,7 (Cs) a 4,0 (F).
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade
Eletronegatividade: atração que um átomo exerce sobre seus elétrons, em
uma ligação química.
A eletronegatividade aumenta ao longo de um período e ao subirmos em um 
grupo.
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade
✓ A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da
polaridade de ligação:
✓ as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em
ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual
ou quase igual);
✓ as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em
ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons
desigual);
✓ as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em
ligações iônicas (transferência de elétrons).
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade
✓ A diferença na eletronegatividade de um átomo pode
ser utilizada para medir a polaridade em uma ligação.
✓ A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar
é representada por + e o polo negativo por -.
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade
4-4 = 0 4,0 – 2,1 = 1,9 4,0 – 1 ,0= 3,0
Ligação covalente 
Apolar
Ligação 
covalente 
Polar
Ligação Iônica
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade
Ligação entre átomos 
de mesma 
eletronegatividade
Ligação covalente 
apolar
Ligação entre átomos 
de diferentes 
eletronegatividades
Ligação covalente 
polar
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade
A estabilidade de uma molécula está relacionada com a força das
ligações covalentes que ela contém.
✓ Energia de ligação: quantidade de energia necessária para
quebrar a ligação e produzirem-se fragmentos neutros. Ex.:
quebra da molécula de Cl2 DH= 242kJ/mol
✓ Comprimento de ligação: distância entre os núcleos dos
átomos envolvidos em uma ligação;
✓ Ordem de ligação: é o número de ligações covalentes que
existem entre um par de átomos; expressa o fator de
intensidade da densidade eletrônica.
A intensidade da densidade eletrônica entre os núcleos afeta o
comprimento de uma ligação e a energia de ligação.
Propriedades das ligações covalentes:
Energia de Ligação:
É a variação da entalpia (DH) para a quebra de uma ligação em particular em um mol de uma 
substância gasosa. É sempre uma grandeza positiva; é sempre necessário fornecer energia 
para romper uma ligação química.
Exemplo: DH = E (Cl – Cl) = 242 kJ/mol
Ordem, comprimento e energia de ligação
Com o aumento do número de ligações entre dois átomos
a ligação torna-se mais curta e mais forte.
Propriedades das ligações
covalentes:
Qualquer ligação entre dois átomos
vibra quando os átomos se
aproximam e se afastam.
(movimento de “deformação
axial” ou “estiramento”).
Movimento vibracional dos átomos
em uma molécula:
Para um dado par de átomos, à
medida que a ordem de ligação
aumenta, aumenta a frequência
de vibração (aumenta a força
atrativa que liga os núcleos
entre si).
Frequência de vibração
Espectrofotometria de 
Infravermelho
✓ Os compostos orgânicos absorvem radiação na região do
infravermelho;
✓ Essa energia não é suficiente para provocar excitação dos elétrons
mas faz com que os átomos dos compostos vibrem com maior
rapidez em torno das ligações covalentes que os unem.
✓ A absorção da radiação eletromagnética na região do IR interfere
nas vibrações das ligações covalentes (aumentam a amplitude das
vibrações).
Espectrofotometria de 
Infravermelho