Guia de estudo (Corrigido) Ligação Covalente

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ 
CENTRO DE CIÊNCIAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA 
QUÍMICA GERAL PARA ENGENHARIA 
 
 
GUIA DE ESTUDO 
 
UNIDADE V - LIGAÇÕES QUÍMICAS (LIGAÇÃO COVALENTE) 
 
Palavras-chave: 
 
Ligação química Símbolos de Lewis 
Ligação covalente Regra do octeto 
 
Ligação química 
 
É a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos, ou seja, força que uni 
os átomos formando moléculas, portanto, essas forças são conhecidas como 
intramoleculares. 
 
A regra do octeto 
 
Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles 
estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons). 
Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração eletrônica do 
tipo s2p6. G. N. Lewis inferiu que os átomos poderiam adquirir uma configuração 
eletrônica de gás nobre pelo compartilhamento de elétrons com outros átomos. Esse 
compartilhamento é conhecido como ligação covalente. O exemplo mais simples dessa 
ligação é a molécula de H2. 
A aproximação entre as moléculas de hidrogênio produz forças de atração e 
repulsão entre esses átomos, uma vez prevalecendo as forças atrativas, esses átomos 
ficam juntos “ligados” formando a molécula de hidrogênio (Figura 1). 
 
Figura 1 – Atrações e repulsões entre elétrons e núcleos na molécula de hidrogênio. 
 
Fonte: Brown, T. L. et al. 9ª ed., p. 259, 2006. 
 
Ligação covalente 
 
Resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmente 
encontrada entre elementos não-metálicos. Quando dois átomos similares se ligam, 
nenhum deles quer perder ou ganhar um elétron para formar um octeto. Dessa forma, 
eles compartilham pares de elétrons constituindo uma ligação química para que cada um 
atinja o octeto. 
 
Estruturas de Lewis 
 
As ligações covalentes podem ser mais facilmente representadas com a utilização 
dos símbolos de Lewis dos elementos, esses símbolos demonstram os elementos 
químicos rodeados por pontos, que representam seus elétrons na camada de valência. 
 
Exemplo 1: Desenhe as estruturas de Lewis para as moléculas de H2 e Cl2, destacando os 
elétrons compartilhados e as ligações formada. 
Solução: 
 
 
 
 
Nas estruturas anteriores os átomos de hidrogênio e os átomos de cloro se 
aproximam e compartilham elétrons, formando uma ligação covalente que é representada 
por uma única linha referente ao compartilhamento do par de elétrons. Assim, os 
elementos hidrogênio adquirem configuração eletrônica (s2) do gás nobre hélio e os 
elementos de cloro adquirem configuração eletrônica (s2p6) do gás nobre argônio. 
O mesmo pode ser observado na formação de ligações covalentes com ligações 
simples por outros átomos. 
 
 
Ligações múltiplas 
 
É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos, 
o que formariam “ligações múltiplas”. 
 
 
 
Essas ligações podem ser classificadas respectivamente como: ligação simples, 
dupla e tripla. 
Em geral, a distância entre os átomos ligados pode variar de acordo com o tipo de 
ligação e diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta. 
 
Exemplo 2: O que deveríamos esperar em termos de comprimentos de ligação, se dois 
átomos de nitrogênio se ligassem por ligações simples, duplas e triplas. 
Solução: 
Quanto maior o número de ligações entre dois átomos, mais esses átomos irão se 
aproximar, diminuindo assim, o comprimento das ligações. 
 
Tipos de ligações N – N N = N N ≡ N 
Comprimento das ligações 1,47 Å 1,24 Å 1,10 Å 
 
POLARIDADE DA LIGAÇÃO E ELETRONEGATIVIDADE: 
 
Palavras-chave: 
 
Polaridade da ligação Eletronegatividade 
Ligação covalente apolar Dipolo 
Ligação covalente polar Momentos de dipolo 
 
Sabendo que na ligação covalente ocorre um compartilhamento de elétrons, pode 
ser questionável se esse compartilhamento sempre ocorre de maneira igualitária entre os 
átomos. 
É fato que entre átomos idênticos esse compartilhamento é igualitário, porém, é 
esperado que entre átomos diferentes, existam diferenças nesse compartilhamento. 
 
 
 
A polaridade das ligações ajuda a entender o compartilhamento dos elétrons entre 
os átomos, e assim, determinar se uma ligação ocorre de maneira igualitária “ligação 
covalente apolar” ou se o compartilhamento é não igualitário “ligação covalente polar”, 
ou seja, em que um dos átomos exerce maior atração pelos elétrons ligantes que o outro. 
A eletronegatividade é a habilidade que um átomo tem em atrair elétrons para si 
em certa molécula. Essa grandeza está relacionada com a energia de ionização e a 
afinidade eletrônica que determinam respectivamente, quão fortemente um átomo segura 
seus elétrons e quão facilmente esse átomo atrai elétrons adicionais para si. Ou seja, um 
elemento muito eletronegativo atrai elétrons de outros átomos e não disponibiliza os seus 
elétrons. 
Pauling estabeleceu a eletronegatividade em uma escala que varia de 0,7 (Césio) 
até 4,0 (Flúor), de maneira que esse comportamento é observado na tabela periódica, 
com o aumento da eletronegatividade ao longo de um período e ao subirmos em um 
grupo (Figura 2), observando que existem algumas exceções nessa ordem, em especial 
para os metais de transição. 
 
Figura 2 – Eletronegatividade dos elementos. 
 
 
Fonte: https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/eletronegatividade.htm, acessado em 08/07/2020. 
Adaptado pelo autor. 
 
Podemos utilizar a diferença de polaridade para determinarmos a polaridade de 
uma ligação entre dois átomos, quanto maior for a diferença na eletronegatividade entre 
dois átomos, mais polares serão suas ligações. Dessa maneira, podemos determinar qual 
o tipo de ligação que ocorre entre dois átomos através da diferença de eletronegatividade. 
Para diferenças próximas a 3,0 entende-se que a transferência de carga eletrônica é 
praticamente completa, ou seja, possuem caráter iônico. 
 
Exemplo 3: Agora vamos determinar qual o tipo de ligação que ocorre nas seguintes 
moléculas F2; HF e LiF. A partir do cálculo da diferença de eletronegatividade, 
destacando a representação das ligações e a distribuição da densidade eletrônica. 
Solução: 
Composto 
 
F2 HF LiF 
Diferença de 
eletronegatividade 
 
4,0 – 4,0 = 0 4,0 – 2,1 = 1,9 4,0 – 1,0 = 3,0 
Tipo de ligação 
 
Covalente apolar Covalente polar Iônica 
Representação das 
ligações 
 
F – F Hδ+ – Fδ- Li+ F- 
Distribuição de 
densidade eletrônica 
 
Ilustração 
 
 
 
 
 
 
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/eletronegatividade.htm
Fonte: http://cristinapanella.com.br/hegemonia-ou-consenso/cabo-de-guerra/, acessado em 12/07/2020. 
Adaptado pelo autor. 
 
Como pode ser observado no exemplo anterior, a molécula de F2 não demonstra 
diferença na distribuição de densidade eletrônica. Já a molécula de HF demonstrou o 
contrário, ou seja, ligação covalente polar, dessa maneira foi possível observar que 
apesar do átomo de flúor compartilhar elétrons com o hidrogênio, ele demonstra mais 
afinidade por esses elétrons, atraindo-os com mais afinco e provocando um momento 
parcial de dipolo. Esse momento, diferentemente do ocorrido em LiF não chega a ser tão 
intenso a ponto de ser considerado uma retirada completa de elétron, o que a 
caracterizaria como ligação iônica. 
 
Momentos de dipolo 
 
A molécula de HF possui concentração de cargas parciais positivas localizadas no 
H e de cargas parciais negativas localizadas no F, o que determina a ocorrência de uma 
ligação polar. 
Para determinar o momento de dipolo em uma molécula, utilizamos a ordem de 
grandeza µ: 
µ = Qr 
 
onde Q é a grandeza das cargas e r a distância entre os átomos. 
 
O momento de dipolo é relatado em debye (D) que corresponde 3,34 x 10-30 
Coloumb metros (C m). 
 
Exemplo 4: A distância entre os dois átomos na molécula de HCl é 1,27Å. a) Determine 
o momento de dipolo em D, considerando as cargas nos átomos como sendo +1 e -1, 
respectivamente.Solução: 
Sabemos que: 1 Å = 1x10-10m. 
logo: 1Å = 1x10-10m 
 1,27Å = X X = 1,27x10-10m 
 
µ = Qr; µ = (1,6x10-19C).(1,27X10-10m) → µ = 2,03x10-29C m 
 
Sabendo que: 1D = 3,34 x 10-30C m 
 Y = 2,03x10-29C m Y = 6,08D 
 
b) O valor do momento de dipolo experimental da molécula de HCl é 1,08D, qual o 
modulo de carga necessária nos átomos de H e Cl para produzir essa carga em e? 
 
Sabemos que: 1D = 3,34 x 10-30C m 
 1,08D = X X = 3,61x10-30C m 
 
http://cristinapanella.com.br/hegemonia-ou-consenso/cabo-de-guerra/
Já convertemos 1,27Å para metros no item a) 1,27x10-10m 
 
Q = µ / r; Q = (3,61x10-30C m) / (1,27x10-10m) → Q = 2,84x10-20C 
 
Agora devemos transformar para unidade e. 
Sabemos que: 1,60x10-19C = 1e 
 2,84x10-20C = Y Y = 0,178e 
 
Observamos que o valor encontrado é bem menor que o considerado no item a). 
Isso nos mostra que o valor 0,178 << 1, indica de fato que não ocorre a separação total 
dos elétrons entre os átomos e sim uma separação parcial, ou seja, uma ligação covalente 
polar. 
 
Exercício 1: O momento de dipolo do monofluoreto de cloro ClF(g) é 0,88D. O 
comprimento de ligação na molécula é 1,63Å. a) Qual desses átomos você espera possuir 
uma carga negativa? b) Qual é a carga nesse átomo, em unidades de e? 
 
DESENHANDO AS ESTRUTURAS DE LEWIS 
 
Palavras-chave: 
 
Estruturas de Lewis Carga formal 
Elétrons de valência Estabilidade 
 
As estruturas de Lewis irão ajudá-los a entender muitos compostos, por esse 
motivo deveremos ficar atentos para esse procedimento, como maneira de exercitar 
vamos trabalhar a etapas utilizando a molécula PCl3. 
 
Exemplo 5: Desenhe a estrutura de Lewis da molécula PCl3: 
Solução: 
Para desenhar a estrutura de Lewis de uma molécula devemos seguir cinco passos 
básicos: 
I – Somar os elétrons de valência de todos os átomos da molécula: 
P – Família 15 – 5 elétrons de valência. 
Cl – Família 17 – 7 elétrons de valência. 
5 + 3x(7) = 24 elétrons no total. 
 
II - Escrever os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados 
entre si e vamos uni-los com uma ligação simples: 
III - Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central: 
IV - Coloque qualquer sobra de elétrons no átomo central: 
 
 
 
V – Caso não existam elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto, tente 
ligações múltiplas. 
 
Nesse exemplo, não foi necessário utilizarmos o passo V para determinarmos a 
estrutura de Lewis da molécula de PCl3. 
 
Exemplo 6: Desenhe a estrutura de Lewis para o HCN, seguindo os passos do exemplo 
anterior. 
Solução: 
H – 1 elétron na camada de valência. 
C – Família 14 - 4 elétrons de valência. 
N – Família 15 - 5 elétrons de valência. 
1 + 4 + 5 = 10 elétrons no total. 
 
Dessa maneira (C – H – N) não é possível, pois o hidrogênio só possui um 
elétron, logo pode fazer apenas uma ligação do tipo simples. (H – C – N); (H – N – C) 
Entre essas duas opções, a primeira é a encontrada experimentalmente. Você poderia ter 
suposto que esse seria o arranjo atômico porque a fórmula está escrita com os átomos 
nessa ordem. 
 
 
 
Ao colocarmos os elétrons restantes no N completamos seu octeto, porém, não 
completamos o octeto do C e não possuímos mais elétrons para completar seu octeto. O 
que podemos fazer para resolver essa situação, será compartilhar um par de elétrons do N 
com o C e depois outro par de elétron do N com o C, caso ainda não tenhamos alcançado 
o octeto do C. 
 
 
 
Essa última estrutura é a mais adequada, pois, fornece um octeto tanto para o C 
como para o N. 
 
Exemplo 7: Desenhe a estrutura de Lewis para o BrO3
-. 
Solução: 
Br – Família 17 - 7 elétrons de valência. 
O – Família 16 - 6 elétrons de valência. 
1 elétron extra adicionado. 
7 + (3x6) + 1 = 26 elétrons no total. 
 
 
Observe que as estruturas de Lewis de íons são escritas entre colchetes com a 
carga fora dos colchetes, no lado direito superior. 
 
Exercício 2: Desenhe a estrutura de Lewis para a) o íon NO+ b) C2H4. 
 
Carga Formal 
 
É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis obedecendo a regra do octeto 
para todos os átomos. Dessa forma, seria mais razoável determinar qual estrutura seria a 
mais coerente através da carga formal. 
A carga formal é a carga que um átomo teria em uma molécula se todos os outros 
átomos tivessem a mesma eletronegatividade. A carga formal de um átomo é igual ao 
número de elétrons de valência no átomo isolado, menos o número de elétrons atribuídos 
ao átomo na estrutura de Lewis. 
 
Exemplo 8: Determine a carga formal dos átomos no íon . 
Solução: 
C – (Família 14) 4 elétrons – 5 elétrons = -1 
N – (Família 15) 5 elétrons – 5 elétrons = 0 
 
 
 
As cargas formais de uma molécula devem somar zero, enquanto que em um íon 
será igual à carga do próprio íon. 
 
Exemplo 9: Determine a carga formal dos átomos e a possível estrutura mais adequada 
para a molécula de CO2. 
Solução: 
 
 
Elétrons de valência 6 4 6 6 4 6 
Elétron atribuído ao átomo na molécula 6 4 6 7 4 5 
e- de valência – e- atribuído ao átomo = carga formal 0 0 0 -1 0 +1 
 
Quando várias estruturas forem possíveis, a mais estável será aquela na qual, os 
átomos ostentem cargas muito próximo de zero e em caso de íons a carga negativa deve 
estar localizada no átomo mais eletronegativo. Dessa forma, a estrutura mais adequada 
para o CO2 seria a primeira, em que as cargas de todos os átomos seriam iguais a 0. 
 
Exercício 3: Determine as cargas formais das três estruturas de Lewis possíveis para o 
íon tiocianato (NCS-) e escolha a estrutura preferencial. 
 
 
 
ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA 
 
Palavras-chave: 
 
Ressonância Benzeno 
 
Algumas vezes encontramos moléculas e íons nos quais o arranjo conhecido dos 
átomos não é descrito adequadamente por uma única estrutura de Lewis. 
 
Exemplo 10: Desenhe a estrutura de Lewis para o O3. 
Solução: 
O – Família 16 – 6 elétrons de valência. 
3 x 6 = 18 elétrons no total 
 
 
 
É possível observar a necessidade de uma ligação dupla na molécula, mais entre 
quais oxigênios ficará essa ligação dupla? 
Vejam que essa ligação dupla pode estar de qualquer um dos lados da molécula e 
que para esses casos será necessária mais de uma estrutura para descrever melhor essa 
molécula. Estruturas de ressonância são usadas para descrever essas estruturas. 
Utilizamos setas de duas cabeças, que descreve todas as estruturas possíveis para uma 
dada molécula, considerando que ambas possuem caráter intermediário. 
 
 
 
No ozônio, as possibilidades extremas têm uma ligação dupla e uma simples. As 
estruturas de ressonância têm duas ligações idênticas de caráter intermediário. Ou seja, o 
comprimento das ligações é intermediário entre o de uma ligação simples e uma ligação 
dupla. 
Esse fenômeno de ressonância é comum em algumas moléculas (SO3) e íons 
(NO3
-), tendo como um dos casos bem estudados a molécula do benzeno. 
 
 
 
 
 
EXCEÇÕES A REGRA DO OCTETO 
 
Palavras-chave: 
 
Deficiência de elétrons Excesso de elétrons 
 
A regra do octeto é simples e útil para introduzir os conceitos básicos de ligação. 
Porém que ela nem sempre é obedecida. As exceções à regra do octeto são de três tipos 
principais: 
 
Número ímpar de elétrons 
 
Na grande maioria das moléculas, o número de elétrons é par e ocorre um 
completo emparelhamento dos elétrons. Em alguns poucos casos, como ClO2, NO e NO2, 
o número de elétrons é ímpar e o emparelhamento fica impossível. 
 
Exemplo 11: Determine a estrutura de Lewis da molécula NO. 
Solução: 
N – Família 15 – 5 elétrons de valência. 
O – Família 16 – 6 elétrons de valência. 
5 + 6 = 11 elétrons no total.Essas são as principais estruturas de Lewis para essa molécula, note que em ambas o 
octeto não é atingido em pelo menos um átomo. 
 
Deficiência em elétrons: 
 
Ocorre quando existe deficiência de elétrons em um átomo de certa molécula ou 
íon poliatômico. É comumente encontrado em compostos de boro e berílio. 
 
Exemplo 12: Determine a estrutura de Lewis da molécula BF3. 
Solução: 
B – Família 13 – 3 elétrons de valência. 
F – Família 17 – 7 elétrons de valência. 
3 + (3x7) = 24 elétrons no total. 
 
 
 
Nessa molécula existem apenas seis elétrons ao redor do átomo de boro. Uma 
possibilidade seria colocar uma dupla ligação de um átomo de flúor com o boro, ao fazer 
isso, vemos a existência de três estruturas de ressonância. 
 
 
 
Contudo, essa possibilidade não faria sentido uma vez que o átomo de flúor é 
muito eletronegativo para querer compartilhar seus elétrons e assim ficar com carga 
formal +1. As cargas formais e as características nos indicam que a estrutura inicial com 
cargas formais zero para todos os átomos e apenas seis elétrons de valência ao redor do 
boro é a maneira mais adequada de representar a molécula de BF3. 
 
 
 
O comportamento químico do BF3 é consistente com essa representação. Dessa 
forma BF3 reage muito energeticamente com moléculas contendo um par de elétrons não 
compartilhado que pode ser usado para formar uma ligação com o boro. 
 
Expansão do octeto 
 
Consiste em moléculas ou íons nos quais existem mais de oito elétrons no nível de 
valência de um átomo, nessa classe de exceções existem bem mais compostos que nas 
duas anteriores. 
 
Exemplo 13: Desenhe a estrutura de Lewis da molécula PCl5. 
Solução: 
P – Família 15 – 5 elétrons de valência. 
Cl – Família 17 – 7 elétrons de valência. 
5 + (5x7) = 40 elétrons no total. 
 
 
 
Observe que nessa estrutura o fósforo encontra-se com dez elétrons em sua 
camada de valência. Só é possível a expansão do octeto para elementos do terceiro nível 
da tabela periódica em diante. Isso ocorre por conta dos seus orbitais ns, np e nd vazios 
que podem ser usados na ligação. Ou seja, não são possíveis compostos como o NCl5 ou 
OF4. 
Apesar dessa capacidade de expansão do octeto, os compostos do terceiro período 
frequentemente satisfazem a regra do octeto, como o PCl3. 
O tamanho dos átomos das moléculas também influencia para a ocorrência de 
níveis de valência expandidos. Com mais frequência, os átomos centrais grandes 
acomoda com mais facilidade os átomos ao seu redor. 
 
Exemplo 14: Desenhe a estrutura de Lewis do íon ICl4
-. 
Solução: 
I – Família 17 – 7 elétrons de valência. 
Cl – Família 17 – 7 elétrons de valência. 
1 elétron extra adicionado. 
7 + (4x7) + 1 = 36 elétrons no total. 
 
 
 
O Iodo possui 12 elétrons ao seu redor, o que excede ao octeto. 
 
Exercício 4: Desenhe as estruturas de Lewis para as seguintes moléculas a) NO2
-; BeCl2; 
XeF2; AsF6
-. b) Caso alguma das estruturas de Lewis anteriores apresente estrutura de 
ressonância, demonstre-as. 
 
FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES 
 
Palavras-chave: 
 
Entalpia de ligação Endotérmica 
Exotérmica Comprimento de ligação 
 
A estabilidade de uma molécula está relacionada com a força das suas ligações 
covalentes. Ou seja, quanto mais forte sua ligação covalente, mais difícil será romper 
essa ligação. A entalpia de ligação é a variação de entalpia ∆H, para a quebra de uma 
ligação em particular em um mol de substância gasosa. 
A energia de ligação é a única energia necessária para quebrar a molécula 
diatômica em seus átomos constituintes. Nos casos em que as ligações ocorrem em 
moléculas poliatômicas, devemos invariavelmente usar as energias médias de ligação. 
 
Exemplo 15: Determine a entalpia média de ligação C – H na molécula de metano CH4, 
utilizando o ∆H = 1660 kJ do processo de atomização dessa molécula. 
Solução: 
 
 
 
Como são 4 ligações C – H, então a entalpia média será: 
1660/4 = 415 kJ/mol 
 
De fato, o valor estimado de 415 kJ/mol fica muito próximo do valor médio 
encontrado em outros compostos que é de 413 kJ/mol. 
A entalpia de ligação é sempre uma grandeza positiva, é sempre necessário 
fornecer energia para romper ligações químicas. Contrariamente, a energia é sempre 
liberada quando uma ligação química é formada entre dois átomos gasosos ou 
fragmentos moleculares. 
 
Entalpias de ligação e entalpias de reação 
 
Os valores de entalpias médias das principais ligações químicas são facilmente 
encontrados na literatura. Através dessas entalpias podemos estimar as entalpias 
envolvidas na quebra e formação das ligações e assim determinar se uma reação é 
exotérmica (∆H < 0) ou endotérmico (∆H > 0), mesmo não sabendo o ∆Hf de todas a 
espécies envolvidas. 
 
∆Hr = ∑(entalpias de ligação das ligações rompidas) – ∑(entalpias de ligação das 
ligações formadas). 
 
Exemplo 16: Determine o ∆Hr para a seguinte reação: 
H – CH3(g) + Cl – Cl(g) → Cl – CH3(g) + H – Cl(g) ∆Hr = ? 
Solução: 
∆Hr = [E(C – H) + E(Cl – Cl)] – [E(C – Cl) + E(H – Cl)] 
= (413 kJ + 242 kJ) – (328 kJ + 431 kJ) = –104 kJ 
 
Gráfico 1 – Ilustração do uso das entalpias médias de formação para estimar ∆H da 
reação CH4 + Cl2. 
 
 
Fonte: Brown, T. L. et al. 9ª ed., p. 278, 2006. 
 
Podemos observar no gráfico 1, que inicialmente a entalpia aumenta ∆H > 0 com 
a quebra das ligações e em seguida a entalpia diminui ∆H < 0 com a formação das novas 
ligações. O ∆Hr é a variação entre esses dois processos, ou seja, o quanto a entalpia 
variou em todo o processo de quebra e formação das novas ligações. Nesse caso o valor –
104 kJ determina que o processo é exotérmico. 
 
Exercício 5: Usando uma tabela de entalpias médias de ligação (kJ/mol), determine o 
∆Hr para as seguintes reações. 
a) C2H6(g) + 7/2 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g); 
 
c) Determine baseado nos ∆Hr encontrados, se essas reações são exotérmicas ou 
endotérmicas? 
 
Entalpia de ligação e comprimento de ligação 
 
O comprimento de ligação é definido como a distância entre os núcleos dos 
átomos envolvidos na ligação. 
 
C – C C = C C ≡ C 
1,54 Å 1,34 Å 1,20 Å 
348 kJ/mol 614 kJ/mol 839 kJ/mol 
 
À proporção que o número de ligações entre dois átomos aumenta, o 
comprimento da ligação diminui, e a entalpia de ligação tende a aumentar. 
 
GEOMETRIA MOLECULAR E TEORIAS DE LIGAÇÃO 
 
Palavras-chave: 
 
Geometria molecular Ângulos de ligação 
 
Vimos anteriormente que as estruturas de Lewis “bidimensional” pode nos ajudar 
a entender a composição das moléculas e as respectivas ligações covalentes, porém, essas 
representações não são suficientes para representar os ângulos das ligações. Formas 
espaciais “tridimensionais” levam em consideração o ângulo de cada ligação. 
Para facilitar a visualização da geometria das moléculas, vamos imaginar uma 
esfera com o átomo central no centro dela, e os átomos que vão se ligar a esse átomo 
central serão adicionados nas extremidades dessa esfera (Figura 3). 
 
Figura 3 – Esfera com seu centro destacado como sendo um átomo central. 
 
Fonte: https://querobolsa.com.br/enem/matematica/esfera, acessado em 11/07/2020. Adaptado pelo autor. 
 
Para iniciarmos nosso estudo, vamos adicionando um átomo de cada vez a essa 
esfera e observando seu posicionamento, assim como, sua influência nos demais átomos 
que venham a surgir nessa molécula, tendo em mente que os átomos ligados ao átomo 
central irão se repelir. 
Inicialmente, vamos cortar essa esfera ao meio formando uma superfície plana 
(Figura 4), a ligação de até três átomos ao átomo central poderá se organizar nessa 
superfície plana. Para facilitar ainda mais vamos imaginar uma sala de aula com 18 
cadeiras organizadas em forma de círculo e o professor sentado no meio desse círculo, 
sendo o professor considerado sempre como o átomo central de uma molécula (Figura 4). 
Devido a nossa situação atual de pandemia causada pelo Corona vírus (Covid-19),sabemos dos cuidados de distanciamento que devemos ter uns dos outros, nessas 
condições, os alunos serão os átomos ligados ao átomo central e vão ocupando as 
cadeiras de forma que devem ficar o mais longe possível um do outro, assim como os 
átomos em uma molécula. 
 
https://querobolsa.com.br/enem/matematica/esfera
Figura 4 – Esfera seccionada ao meio com sua extremidade plana e um modelo de sala 
de aula com as cadeiras organizadas em forma de círculo com o professor no centro. 
 
Fonte: https://www.habto.com/produtos/carteira-flex-pro, acessado em 08/07/2020. Adaptado pelo autor. 
 
Vamos imaginar que apenas um aluno compareceu a aula (Figura 5), nesse caso, 
ele poderia ocupar qualquer uma das cadeiras, então, vamos imaginar a interação do 
professor (átomo central - A) com o único aluno (átomo ligante - B). Note que nesse tipo 
de molécula AB a geometria sempre será linear independente das características do 
átomo central. 
 
Figura 5 – Ilustração de uma sala de aula com um aluno e o professor; molécula de HCl 
do tipo AB que representa tal ilustração. 
 
 
Fonte: Brown, T. L. et al. 9ª ed., p. 302, 2006. Adaptado pelo autor. 
 
Na Figura 6a apenas dois alunos compareceram à aula. Nesse caso, o professor 
colocou os dois alunos o mais distante possível um do outro, então, vamos imaginar a 
interação átomo central com os dois átomos, formando uma molécula do tipo AB2. 
Na Figura 6b três alunos afirmaram antecipadamente que compareceriam à aula. 
Nesse caso, o professor reservou três lugares o mais afastado possível um do outro. O 
problema é que um dos alunos acabou faltando, então, vamos imaginar a interação átomo 
central com apenas dois átomos e um local reservado vazio, formando uma molécula do 
tipo AB2. 
 
Figura 6 – (a) Ilustração de uma sala de aula com dois alunos e o professor; (b) 
Ilustração de uma sala de aula com três lugares reservados, porém, apenas dois alunos 
presentes e o professor; moléculas de CO2 e SO2 do tipo AB2 que representam tais 
ilustrações. 
 
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Fonte: Brown, T. L. et al. 9ª ed., p. 291, 2006. 
 
Note que nas moléculas do tipo AB2 a geometria sofreu alterações de acordo com 
a situação, na Figura 6a, nada impediu dos alunos (átomos) ficarem o mais distante 
possível um do outro, formando uma organização compatível com uma geometria linear. 
Já na Figura 6b um possível lugar que não foi ocupado por um aluno (átomo), alterou a 
organização linear para uma organização compatível com uma geometria angular. 
Para entendermos melhor essa alteração, precisamos imaginar que essa cadeira 
vazia seria um par de elétrons livres do átomo central, ou seja, um par de elétrons livres 
(não-ligante) do átomo central vai influenciar na organização dos átomos na molécula, 
embora, no momento de classificarmos a geometria esse par não-ligante seja 
desconsiderado, o que está bem claro nas moléculas CO2 e SO2 da Figura 6. A influência 
dos pares de elétrons não-ligantes na geometria das molecular será melhor discutidos no 
próximo tópico. 
 Nessa mesma perspectiva, vamos imaginar que os três alunos (átomos) estejam 
presentes na aula (Figura 7). Então, vamos imaginar a interação átomo central (A) com 
os 3 átomos ligantes (B). 
 
Figura 7 – Ilustração de uma sala de aula com três alunos e o professor; molécula de SO3 
do tipo AB3 que representa tal ilustração. 
 
 
Fonte: Brown, T. L. et al. 9ª ed., p. 291, 2006. 
 
Note que nessa molécula do tipo AB3 a geometria é trigonal plana, pois não 
existem pares de elétrons livres no átomo de S (Figura 7). 
A presença de um ou mais pares de elétrons no átomo central mudaria 
completamente a geometria dessa molécula (Figura 8). O par de elétrons se comportaria 
como um quarto átomo ligado ao átomo central, o que ocasionaria o surgimento de um 
arranjo de geometria tridimensional. Dessa forma, vamos abandonar nosso modelo 
empírico de sala de aula e passar a utilizar a esfera por completo. Mas lembrem-se, 
precisamos sempre pensar que esses átomos e os pares de elétrons não-ligante do átomo 
central precisam estar o mais distante possível um do outro. 
 
Figura 8 – Moléculas do tipo AB3. 
 
 
Fonte: Brown, T. L. et al. 9ª ed., p. 291, 2006. 
 
À medida que o átomo central vai se ligando a outros átomos, a geometria da 
molécula pode sofrer alterações, inicialmente as primeiras três estruturas se desenham 
em um plano com estruturas lineares e trigonal plana, com a entrada do quarto átomo na 
parte superior do átomo central observamos o surgimento de uma geometria 
tridimensional e o deslocamento nos 3 átomos que antes estavam no plano da esfera 
formando uma estrutura tetraédrica. Na estrada do quinto átomo, que ocorre na parte 
inferior do átomo central, os 3 átomos antes deslocados no tetraedro voltam ao plano por 
conta da influência do átomo adicionado, formando uma geometria bipiramidal trigonal. 
A entrada de um sexto átomo ocorre no plano dessa esfera, fazendo com que todas as 
ligações sejam separadas por ângulos de 90°, formando uma geometria octaédrica. 
 
Figura 9 – Geometrias fundamentais para moléculas do tipo ABn. 
 
 
 Linear Linear Trigonal plana 
 
 
 Tetraédrica Bipiramidal trigonal Octaédrica 
Fonte: Brown, T. L. et al. 9ª ed., p. 291, 2006. Adaptado pelo autor. 
 
A forma espacial de qualquer molécula do tipo ABn em particular pode 
geralmente ser derivada de uma das seis estruturas geométricas básicas da Figura 9. 
Quando A é um elemento representativo, um dos elementos do bloco p da tabela 
periódica, podemos resolver esse problema usando o modelo de Repulsão do Par de 
Elétrons no Nível de Valência (RPENV). 
 
O MODELO RPENV 
 
Palavras-chave: 
 
RPENV Pares não-ligantes 
Domínio de elétrons Arranjo 
Elétrons não-ligantes Geometria molecular 
Pares ligantes 
 
Esse modelo consiste basicamente na influência que os pares de elétrons livres do 
átomo central, ocasionam na geometria da molécula. 
Para ficar mais claro vamos utilizar a molécula de amônia NH3, semelhante a NF3 
utilizada na Figura 8 e mostrar o que as diferencia geometricamente da molécula do SO3. 
 
 
 
Incialmente a molécula SO3 possui três domínios de elétrons e não possui par de 
elétrons não-ligante, diferentemente da molécula NH3 que possui quatro domínios, sendo 
um desses domínios um par de elétrons não-ligante. Isso é exatamente o que determina a 
diferença na geometria dessas duas substâncias. O par de elétron não-ligante se comporta 
como se fosse um quarto átomo deslocando os outros três. 
Em geral, um domínio de elétron consiste em um par não-ligante, uma ligação 
simples ou uma ligação múltipla. 
A melhor disposição de determinados domínios de elétrons é a que minimiza as 
repulsões entre eles, ou seja, um domínio tende a se localizar o mais distante possível dos 
outros domínios. As diferentes formas espaciais das moléculas ou íons do tipo ABn 
dependem dos domínios de elétrons rodeando o átomo central A. 
A forma espacial molecular descreve a distribuição dos átomos, não a 
distribuição dos domínios de elétrons. Por esse motivo a molécula de NH3 por possuir 
quatro domínios possui um arranjo tetraédrico, resultando em uma geometria piramidal 
trigonal (Figura 10). Ou seja, apesar de ser uma molécula do tipo AB3, o fato de existir 
um par de elétron não-ligante no átomo central faz com que sua geometria seja piramidal 
trigonal e não trigonal plana como a molécula SO3 (Figura 7). 
 
Figura 10 – Geometria molecular do NH3. 
 
Fonte: Brown, T. L. et al. 9ª ed., p. 294, 2006. 
 
Para determinar a geometria molecular de um composto ou íon devemos obedecer 
ao modeloRPENV. Primeiro desenhamos a estrutura de Lewis do composto, em seguida, 
o arranjo obedecendo o total de domínios de tal forma que as repulsões sejam 
minimizadas (Figura 9) e em terceiro a geometria molecular desconsiderando a 
localização dos domínios de elétrons provenientes de pares de eletros não-ligantes. 
 
Exemplo 17: Use o modelo RPENV para determinar as geometrias moleculares de a) O3 
b) SnCl3
- 
Solução: 
a) O3 
 
Fonte: Brown, T. L. et al. 13ª ed., p. 368, 2016. Adaptado pelo autor. 
 
b) 
 
Fonte: Brown, T. L. et al. 13ª ed., p. 368, 2016. Adaptado pelo autor. 
 
Note que sempre que houver pares de elétrons não-ligante, o arranjo sempre será 
diferente da geometria. 
 
Exercício 6: Use o modelo RPENV para determinar os arranjos e as geometrias 
moleculares de a) SeCl2 b) CO3
2-. 
 
O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação 
 
Podemos refinar o modelo RPENV para determinar e explicar pequenas 
distorções, em algumas moléculas, das geometrias ideais observadas na figura 9. 
Observando algumas moléculas (CH4, NH3 e H2O) veremos que apesar dos arranjos 
tetraédricos os ângulos entre as ligações dessas moléculas que deveriam ser todos 109,5°, 
sofrem distorções. 
 
 
Fonte: https://pt.slideshare.net/LeandroDaPazAristides/cap09-parte1, acessado em 14/07/2020. Adaptado 
pelo autor. 
 
O domínio de elétrons para pares não-ligantes exercem forças repulsivas maiores 
nos domínios de elétrons adjacentes e, portanto, tendem a comprimir os ângulos de 
ligação. Dessa maneira, os domínios de elétrons não ligantes são mais espalhados o que 
faz com que os ângulos entre as ligações diminuam. 
Os domínios de elétrons de ligações múltiplas possuem maior densidade 
eletrônica que os domínios de elétrons de ligações simples, o que também influencia nos 
ângulos entre as ligações. 
 
 
https://pt.slideshare.net/LeandroDaPazAristides/cap09-parte1
Fonte: https://pt.slideshare.net/LeandroDaPazAristides/cap09-parte1, acessado em 14/07/2020. Adaptado 
pelo autor. 
 
Em geral, os domínios de elétrons para ligações múltiplas exercem força 
repulsiva maior nos domínios de elétrons que as ligações simples. 
 
Moléculas com níveis de valência expandidos: 
 
A abordagem do modelo RPENV até aqui envolveu apenas moléculas com não 
mais que um octeto em seus átomos centrais. Entretanto, quando o átomo central é do 
terceiro período e seguintes na tabela periódica, ele pode ter mais de quatro pares de 
elétrons ao seu redor. Dessa forma, podemos possuir moléculas com cinco domínios de 
elétrons de geometria bipirâmide trigonal ou com seis domínios de elétrons de geometria 
octaédrica (Figura 9), assim como, geometrias derivadas dessas duas. 
Para geometrias derivadas do arranjo bipirâmide trigonal existe um problema que 
temos que resolver, digamos que dos cinco domínios, um deles é um par de elétron não-
ligante, onde esse par de elétron deve estar localizado na molécula? Vamos observar que 
possuímos dois tipos de ligações nessa molécula, as axiais e as equatoriais, assim como, 
ângulos diferentes entre elas. Lembrando que os elétrons não-ligantes causam distorções 
maiores que os elétrons ligantes, nesse caso seria esperando que os elétrons não-ligantes 
estivessem localizados nas posições equatoriais que estão localizadas a 120° umas das 
outras, minimizando assim, o efeito das repulsões. 
 
 
Fonte: Brown, T. L. et al. 9ª ed., p. 291, 2006. Adaptado pelo autor. 
 
Dessa maneira, a primeira substituição do par de elétrons não-ligante, vai formar 
a molécula de geometria do tipo gangorra, dois pares de elétrons não-ligantes formará a 
molécula de geometria do tipo T e três pares de elétrons não-ligantes a molécula de 
geometria linear (Figura 11). 
 
Figura 11 – Arranjos e formas espaciais para moléculas com cinco domínios de elétrons. 
https://pt.slideshare.net/LeandroDaPazAristides/cap09-parte1
 
Fonte: Brown, T. L. et al. 9ª ed., p. 296, 2006. Adaptado pelo autor. 
 
No caso das estruturas octaédricas, como os ângulos que separam as ligações são 
idênticos (90°), a primeira substituição do par de elétrons não-ligante pode ocorrer em 
qualquer posição, formando a geometria pirâmide quadrada, já a segunda substituição do 
par de elétrons não-ligantes deve ocorrer do lado oposto a primeira, minimizando assim, 
o efeito das repulsões (Figura 12). 
 
Figura 12 – Arranjos e formas espaciais para moléculas com seis domínios de elétrons. 
 
Fonte: Brown, T. L. et al. 9ª ed., p. 296, 2006. Adaptado pelo autor. 
 
Exemplo 18: Use o modelo RPENV para determinar as geometrias moleculares de a) 
SF4; b) IF5; c) faça previsões em relação a mudanças nos ângulos das ligações nas duas 
estruturas. 
Solução: 
a) 
 
Fonte: Brown, T. L. et al. 13ª ed., p. 371, 2016. Adaptado pelo autor. 
 
b) 
 
Fonte: Brown, T. L. et al. 13ª ed., p. 371, 2016. Adaptado pelo autor. 
 
c) Os pares de elétrons não-ligantes exercem maior poder repulsivo nas ligações (elétrons 
ligantes), sendo assim, esperasse que: 
I > 180°; II < 120° e III < 90° 
De acordo com os dados da literatura: I = 186°; II = 116° e III = 82°. 
 
Exercício 7: Determine o arranjo e a geometria molecular de a) ClF3; b) ICl4
-; c) preveja 
possíveis alterações entre os ângulos de ligação em ambas as estruturas. 
 
Formas espaciais de moléculas maiores 
 
Apesar de termos considerado até aqui moléculas e íons cujas estruturas contêm 
apenas um único átomo central, o modelo RPENV pode ser estendido para moléculas 
mais complexas. 
 
Exemplo 19: Determine a geometria da molécula de ácido acético H3CCOOH, e os 
ângulos das ligações. 
Solução: 
Inicialmente vamos desenhar a estrutura de Lewis da molécula. 
 
Temos que destacar os átomos mais internos, seriam eles: o carbono da esquerda, 
o carbono do centro e o oxigênio da direita. Esses átomos devem ser observados de 
maneira individual com os átomos que estão ligados diretamente a ele. A geometria será 
determinada para cada parte dessa molécula. 
 
 
 
I – O átomo central possui - 4 domínios, não possui pares de elétrons não-ligante, logo o 
arranjo, assim como, a geometria dessa parte da molécula será tetraédrica. Em relação 
aos ângulos, espera-se que todos sejam de 109,5°, pois não existem efeitos que possam 
desviar esses ângulos. 
II – O átomo central possui - 3 domínios, não possui pares de elétrons não-ligante, logo o 
arranjo, assim como, a geometria dessa parte da molécula será trigonal plana. Em 
relação aos ângulos, esperam-se pequenos desvios em relação aos valores ideais de 120°, 
pois a ligação dupla influenciará nesses desvios angulares. 
III – O átomo central possui - 4 domínios, possui 2 pares de elétrons não-ligante, logo o 
arranjo dessa parte da molécula será tetraédrico, porém, a geometria molecular será 
angular. Em relação aos ângulos, esperam-se pequenos desvios em relação aos valores 
ideais de 109,5°, pois os pares de elétrons não-ligantes influenciarão nesses desvios 
angulares. 
 
 
Fonte: Brown, T. L. et al. 9ª ed., p. 300, 2006. 
 
Essa seria a molécula vista de maneira tridimensional, sendo respeitada a 
geometria de cada parte da molécula. 
 
FORMA ESPACIAL MOLECULAR E POLARIDADE MOLECULAR 
 
Palavras-chave: 
 
Dipolos de ligação Grandezas vetoriais 
 
Para determinarmos a polaridade molecular é necessário que relembremos da 
polaridade (momentos de dipolo µ) das ligações, pois, o momento de dipolo molecular 
depende tanto das polaridades das ligações individuais quanto da geometria da 
molécula. Os dipolos de ligação e os momentos de dipolo são grandezas vetoriais; isto é, 
possuem módulo, direção e sentido. Ou seja, deveremos levar em consideração as 
diferenças de polaridade em todas as ligações, assim como as orientações vetoriais de 
cada momento de dipolo, e no final o somatório de todas essas forças vai nos mostrar se 
existe grandeza resultante ou se essa grandezaserá nula. 
 
Exemplo 20: Determine a polaridade das moléculas CO2 e H2O. 
Solução: 
 
 
Os átomos de oxigênio são mais eletronegativos em ambas as moléculas. Dessa 
maneira, são gerados momento de dipolo “grandezas vetoriais” na direção do oxigênio. 
 
 
Fonte: Brown, T. L. et al. 9ª ed., p. 301 e 302, 2006. Adaptado pelo autor. 
 
CO2 – Para essa molécula, os vetores são de mesma magnitude, pois se tratam de 
ligações idênticas entre C – O, devido à geometria linear dessa molécula, os vetores 
estão dispostos no mesmo sentido mais em direções contrarias, isso, nos leva a certeza de 
que esses vetores devem se anular não existindo vetor resultante, ocasionando um 
momento de dipolo molecular = 0, Ou seja, molécula apolar. 
 
H2O – Para essa molécula, os vetores são de mesma magnitude, pois se tratam de 
ligações idênticas entre O – H, devido a geometria angular dessa molécula, os vetores 
estão dispostos em sentido e direções diferentes, gerando um vetor resultante, 
ocasionando um momento de dipolo molecular ≠ 0, Ou seja, molécula polar. 
 
Observem que a geometria da molécula é crucial para a determinação da polaridade 
molecular. 
 
 
Fonte: Brown, T. L. et al. 9ª ed., p. 302, 2006. 
 
Exercício 8: Determine a polaridade das moléculas a) da Figura 8, do tipo AB3; b) do 
exemplo 18, desconsiderando as distorções angulares mencionadas. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS: 
 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: Questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 3ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
 
BROWN, T. L; LeMAY, Jr, H.E.; BURSTEN, B.E.; BURDGE, J.R. Química a Ciência 
Central. 9ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
 
Respostas dos exercícios: 
1 – a) F; b) 0,11 
2 – a) [:N ≡ O:]+ 
 
3 – 
 
Eliminamos a primeira estrutura por não possuir as cargas formais de menor magnitude, em 
seguida eliminamos a terceira estrutura, pois a carga -1 está no átomo de carbono que não é o 
átomo mais eletronegativo da molécula. Assim a estrutura do meio seria a preferida com a carga -
1 localizada no átomo mais eletronegativo. 
4 – 
 
 
5 – a) – 1416 kJ; a) – 86 kJ; c) as reações são exotérmicas ∆Hr < 0. 
6 – a) arranjo – tetraédrico e geometria – angular; b) arranjo – trigonal plano e geometria – 
trigonal plana. 
7 – a) arranjo – Bipiramidal trigonal e geometria – em forma de T; b) arranjo – octaédrico e 
geometria – quadrático plano; c) Na molécula ClF3 – os pares de elétrons não-ligantes irão exercer 
maior poder repulsivo nas ligações (elétrons ligantes), portanto os ângulos das ligações < 90°. Já 
na molécula ICl4- - não ocorrem alterações nos ângulos entre as ligações originais, porque a força 
de repulsão ocasionado por um par de elétron não-ligante será compensada pela outra força que 
ocorrerá contrariamente. 
8 – a) respectivamente, apolar, polar (direção do vetor resultante na figura “↑”), polar (direção do 
vetor resultante na figura “↓”); b) respectivamente, polar (direção do vetor resultante na figura 
“→”), polar (direção do vetor resultante na figura “↑”).