5 Ligações químicas e geometria molecular

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Capítulo
Refletindo sobre os tópicosTópicos do capítulo
• Em que tipos de construção os metais podem ser usados?
• Em que se assemelham a grafite e o diamante?
• Por que a água e a gasolina não se misturam?
• Calças jeans descorando. Cabelos sendo descoloridos. Qual a relação?
• Como alguns insetos conseguem andar sobre a água?
• Qual a diferença entre o aço comum e o aço inoxidável?
Ligações químicas
e geometria
molecular6
1 Introdução
2 Ligação iônica, eletrovalente ou
heteropolar
3 Ligação covalente, molecular
ou homopolar
4 Ligação metálica
5 Geometria molecular
6 Eletronegatividade/polaridade
das ligações e das moléculas
7 Oxirredução
8 Forças (ou ligações)
intermoleculares
Leitura – Ligas metálicas
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Em 2004, os preços mundiais médios de venda de alumínio, em forma de
minério, semimanufaturado e manufaturado, eram em dólar:
• minério de alumínio (bauxita) ➔ US$ 28,00/tonelada*;
• alumínio semimanufaturado (laminado) ➔ US$ 692,00/tonelada*;
• alumínio manufaturado, ou em ligas metálicas ➔ US$ 2.096,00/tonelada*.
As sociedades que desenvolvem tecnologia adequada prosperam. Ao adicionar
conhecimentos científicos aos processos industriais, agregam-se valores aos
produtos finais, aumentando seus preços e gerando mais e melhores empregos.
São as ligações químicas agregando valor!
* Fonte: Ministério das Minas e Energia. Disponível em: http://www.dnpm.gov.br, acessado em 14/05/2005.
� Extração de bauxita (minério de alumínio). � Laminação do alumínio. � Montagem de aviões, com
peças de alumínio.
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• Fundamentos da Química
1 INTRODUÇÃO
Você pode observar
É comum as pessoas se unirem em grupos: dois ou mais sócios formam
uma empresa (pessoa jurídica); várias pessoas se reúnem em um clube esporti-
vo; vários políticos formam um partido; etc. Afinal, a união faz a força.
Na natureza os átomos também se unem, dando origem à enorme variedade de materiais que
conhecemos.
Você já verificou que alguns materiais são sólidos (o carvão), outros líquidos (a água), e outros gaso-
sos (o ar); alguns são duros (granito), e outros moles (cera); alguns conduzem a corrente elétrica (metais),
outros não (borracha); alguns se quebram facilmente (vidro), outros não (aço); e assim por diante. Por que
há essa grande diferença de propriedades entre os materiais que conhecemos? Em grande parte, devido às
uniões existentes entre os átomos — ligações químicas — e à arrumação espacial que daí decorre, a
chamada estrutura geométrica do material. É o que vamos estudar neste capítulo.
Hoje sabemos que, em condições ambientes, só os gases nobres são formados por átomos isolados
uns dos outros, ou seja, átomos que têm pouca tendência de se unir com outros átomos; dizemos então
que eles são muito estáveis, ou seja, pouco reativos. Os átomos dos demais elementos químicos, pelo
contrário, não só se atraem mutuamente como também atraem átomos de outros elementos, formando
agregados suficientemente estáveis, que constituem as substâncias compostas. Assim, por exemplo, não
existem sódio (Na) nem cloro (Cl) livres na natureza; no entanto existem quantidades enormes de sal
comum (NaCl), em que o sódio e o cloro aparecem unidos entre si. As forças que mantêm os átomos
unidos são fundamentalmente de natureza elétrica e são denominadas ligações químicas.
Na metade do século dezenove, os cientistas
já haviam percebido que o átomo de hidrogênio
nunca se liga a mais de um outro átomo. Já, por
exemplo, o átomo de oxigênio pode ligar-se a dois
átomos de hidrogênio, o de nitrogênio a três de
hidrogênio, o de carbono a quatro de hidrogênio,
como podemos ver no quadro ao lado.
Surgiu, então, a ideia de valência, entendida
como a capacidade de um átomo ligar-se a ou-
tros. Dizemos que o hidrogênio tem uma valência:
é monovalente; o oxigênio tem duas valências: é
bivalente; o nitrogênio tem três valências: é tri-
valente; o carbono tem quatro valências: é
tetravalente; e assim por diante.
Apesar dessas constatações, somente em 1916
os cientistas Gilbert N. Lewis (1875-1946) e Walter
Kossel (1888-1956) chegaram a uma explicação para
as uniões entre os átomos, criando a teoria eletrô-
nica da valência. Considerando as configurações
eletrônicas dos gases nobres no quadro ao lado,
com exceção do hélio, constatamos que os átomos dos gases nobres têm sempre 8 elétrons na última
camada eletrônica, o chamado octeto eletrônico.
Foi associando a observação de que os átomos dos gases nobres têm pouca tendência a se
unirem entre si ou com outros átomos com a observação de que os átomos dos gases nobres têm o
número máximo de elétrons na última camada (em geral 8 elétrons ou 2, no caso do hélio), que os
cientistas Lewis e Kossel lançaram esta hipótese: os átomos, ao se unirem, procuram perder ou ga-
nhar elétrons na última camada até adquirirem a configuração eletrônica de um gás nobre. Essa
hipótese costuma ser traduzida pela chamada regra do octeto:
K L M N O P
Hélio 2
Neônio 2 8
Argônio 2 8 8
Criptônio 2 8 18 8
Xenônio 2 8 18 18 8
Radônio 2 8 18 32 18 8
Ligações de átomos de hidrogênio com oxigênio,
 nitrogênio e carbono
OH H N
H
H H C
H
H
H H
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Capítulo 6 • LIGAÇÕES QUÍMICAS E GEOMETRIA MOLECULAR
Um átomo adquire estabilidade quando possui 8 elétrons na camada eletrônica mais
externa (ou 2 elétrons, quando possui apenas a camada K).
Assim surgiu o nome camada de valência, que é dado à última camada eletrônica de um átomo,
e a denominação elétrons de valência, que designa os elétrons existentes nessa camada.
Na prática, quando dois átomos vão se unir, eles “trocam elétrons entre si” ou “usam elétrons
em parceria”, procurando adquirir a configuração eletrônica de um gás nobre. Seguindo essa tendên-
cia natural, os átomos se unem por três tipos comuns de ligação química — iônica, covalente e metá-
lica —, que estudaremos a seguir.
LIGAÇÃO IÔNICA, ELETROVALENTE
OU HETEROPOLAR
2
2.1. Conceitos gerais
Nas uniões entre átomos, existe a tendência ao equilíbrio e melhor distribuição de forças entre os
átomos que participam da ligação química.
Como primeiro exemplo, vamos considerar a reação entre o sódio e o cloro, produzindo-se o
cloreto de sódio:
Na � Cl NaCl
Eletronicamente, essa reação é explicada do seguinte modo:
Você pode observar
Numa pirâmide humana, há um perfeito equilíbrio decorrente da distribui-
ção dos pesos das pessoas.
Antes da reação
Átomo de sódio (Na0)
(2-8-1 elétrons)
Cátion sódio (Na+)
(2-8 elétrons)
Átomo de cloro (Cl0)
(2-8-7 elétrons)
Após a reação
Ânion cloreto (Cl–)
(2-8-8 elétrons)
Eletrosfera igual
à do neônio
Eletrosfera igual
à do argônio
Nesse exemplo, o átomo de sódio transfere definitivamente 1 elétron ao átomo de cloro. Desse
modo, forma-se um íon positivo (cátion Na�) e um íon negativo (ânion Cl�), ambos com o octeto
completo, ou seja, com a configuração de um gás nobre (no caso, neônio e argônio, respectivamen-
te). Considerando que essa explicação envolve apenas os elétrons da última camada (elétrons de
valência), é comum simplificar a representação anterior da seguinte maneira:
em que os sinais • e x estão representando exatamente os elétrons da camada mais externa de cada
átomo. Essa representação é chamada notação de Lewis.
Na
� �
ClNax xCl
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• Fundamentos da Química
O que acabamos de explicar está perfeitamente de acordo com as propriedades periódicas, estu-
dadas no capítulo anterior:
• o sódio ”solta” facilmente o elétron, pois tem baixa afinidade eletrônica e baixaenergia de ionização;
• o cloro ”captura” o elétron facilmente, pois tem alta afinidade eletrônica e alta energia de ionização.
Tendo cargas elétricas opostas, os cátions e os ânions se atraem e se mantêm unidos pela chamada
ligação iônica, originando-se assim a substância cloreto de sódio (NaCl), que é o sal comum usado na
cozinha. Na prática, porém, uma reação não envolve apenas dois átomos, mas um número enorme de
átomos, de modo que no final teremos um aglomerado envolvendo um número enorme de íons, como
mostramos na ilustração abaixo. A aglomeração tridimensional dos íons é chamada grade, rede ou
reticulado cristalino.
Essa arrumação geométrica é chamada de grade, rede ou reticulado
cristalino. Trata-se de um reticulado iônico de forma cúbica.
Cristais de NaCl colorizados artificialmente,
vistos ao microscópio. Aumento de 2.000 vezes.
OBSERVAÇÃO
É importante observar também que entre os áto-
mos Na0 e Cl0 e os íons Na� e Cl� há uma dife-
rença extraordinária. O sódio metálico (Na0) é
altamente reativo, pois pega fogo espontanea-
mente em contato com o ar (por isso o sódio
deve ser guardado em recipientes contendo que-
rosene), explode em contato com a água e quei-
ma a pele se o segurarmos com a mão. O gás
cloro (Cl2), por sua vez, é altamente tóxico. En-
tretanto, o sal de cozinha (aglomerado Na�Cl�)
é uma substância não tóxica e indispensável à
nossa alimentação.
Vamos agora retomar as exemplificações, considerando como segundo exemplo a reação entre o
magnésio e o cloro:
Ou, abreviadamente: Mg � 2 Cl MgCl2
E, como terceiro exemplo, a reação entre o alumínio e o flúor:
Mg
2� �
2
Cl
Mgxx x
Cl
Cl
Cl–
Na+
Cl–
Na+
Ou, abreviadamente: Al � 3 F AlF3
Al
3� �
3
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x
x
x
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FRANK & ERNEST ® by Bob Thaves
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Vistas espaciais do Na�Cl�
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Capítulo 6 • LIGAÇÕES QUÍMICAS E GEOMETRIA MOLECULAR
2.2. Definição e regra geral de formulação
Pelos exemplos anteriores, podemos dizer que:
Ligação iônica é a união entre átomos, depois que um átomo transfere definitiva-
mente um, dois ou mais elétrons a outro átomo.
Como podemos observar, considerando ainda os exemplos anterio-
res, o número de íons que se unem é inversamente proporcional às
suas respectivas cargas (valências). Desse fato resulta a regra geral de
formulação ao lado.
Do ponto de vista matemático, temos, em módulo, �y � (�x)� � � x � (�y)�; isso garante que a carga
total positiva dos cátions possa equilibrar a carga total negativa dos ânions.
Resumindo, podemos dizer:
A ligação iônica é, em geral, bastante forte, mantendo os íons firmemente presos no reticulado. Por esse
motivo, os compostos iônicos são sólidos e, em geral, têm ponto de fusão e ponto de ebulição elevados.
A ligação iônica ocorre, em geral, entre átomos de metais com átomos de não-metais, pois:
• os átomos dos metais possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada e apresentam forte tendência
a perdê-los (veja os casos do Na, do Mg e do Al nos exemplos anteriores);
• os átomos dos não-metais possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última camada e apresentam forte
tendência a receber mais 3, 2 ou 1 elétron e assim completar seus octetos eletrônicos (veja os
casos do Cl e do F nos exemplos anteriores).
2.3. Tamanho dos íons
Quando um átomo perde elétrons, o núcleo (que permanece com sua carga positiva intacta)
passa a atrair mais fortemente os elétrons restantes; desse modo, o diâmetro ou raio do cátion é
sempre menor que o diâmetro ou raio do átomo original. Ao contrário, quando um átomo recebe
elétrons, a repulsão entre os próprios elétrons fará com que a distância entre eles aumente, aumentando
assim o raio do ânion; consequentemente, o raio do ânion é sempre maior que o raio do átomo
original. Por exemplo, no caso do cloreto de sódio:
Ay Bx
�x �y
Evidentemente, quando há vários íons, todos com o mesmo número de elétrons — íons
isoeletrônicos —, o raio iônico irá diminuindo à proporção que a carga positiva do núcleo for
superando a carga total da eletrosfera. Por exemplo:
Átomo Na0
190 99
Átomo Cl0
Raios atômicos
95 181
Cátion Na+ Ânion Cl –
Raios iônicos
(Raios atômicos e iônicos dados em picômetros (pm); 1 pm � 10�12 m)
F–O2– Na+ Mg2+ Al3+Íons
Número atômico
(carga positiva do núcleo)
8 9 11 12 13
Aumenta
Número total de elétrons
(carga negativa da eletrosfera)
10 10 10 10 10
Número de camadas eletrônicas 2 2 2 2 2
Raio iônico (pm) 140 136 95 65 50
Diminui
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• Fundamentos da Química
a) Um átomo adquire estabilidade com elétrons em sua camada de (ou elétrons na
camada ).
b) Ligação iônica é a entre , depois de um átomo transferir definitivamente ao outro.
c) Em geral, os metais elétrons e se transformam em .
d) Em geral, os não-metais elétrons e se transformam em .
e) O raio de um cátion é que o do átomo correspondente.
f) O raio de um ânion é que o do átomo correspondente.
REVISÃO
Atenção: Consulte os dados da Tabela Periódica sempre
que necessário.
EXERCÍCIOS
EXERCÍCIO RESOLVIDO
1 (FEI-SP) Explicar por que o íon sódio (Na�) é muito
mais estável que o átomo de sódio (Na0).
Resolução
O sódio (Na0) tem configuração eletrônica 2 — 8 — 1.
Ao se transformar em íon de sódio (Na�), a configura-
ção passa a 2 — 8, idêntica à do gás nobre neônio,
que é bastante estável.
2 (UFF-RJ) Para que um átomo neutro de cálcio se transfor-
me no íon Ca2�, ele deve:
a) receber dois elétrons.
b) receber dois prótons.
c) perder dois elétrons.
d) perder dois prótons.
e) perder um próton.
3 (UFRGS-RS) Ao se compararem os íons K� e Br� com os
respectivos átomos neutros de que se originaram, pode-
-se verificar que:
a) houve manutenção da carga nuclear de ambos os íons.
b) o número de elétrons permanece inalterado.
c) o número de prótons sofreu alteração em sua quan-
tidade.
d) ambos os íons são provenientes de átomos que per-
deram elétrons.
e) o cátion originou-se do átomo neutro a partir do re-
cebimento de um elétron.
EXERCÍCIO RESOLVIDO
4 Os elementos A e B apresentam as seguintes confi-
gurações eletrônicas:
A: 2 — 8 — 8 — 2 e B: 2 — 8 — 7
Qual é a fórmula esperada para o composto forma-
do entre esses dois elementos e qual seria a ligação
envolvida?
Resolução
O elemento A tem 2 elétrons em sua última camada
eletrônica; sua tendência é perdê-los, transformando-
-se no cátion A2�. O elemento B tem 7 elétrons em sua
última camada; sua tendência é receber 1 elétron,
5 O átomo de alumínio tem configuração eletrônica
2 — 8 — 3; o de oxigênio, 2 — 6. Quais são as configu-
rações dos íons formados? Qual é a fórmula do com-
posto resultante?
6 (UFPA) Sejam os elementos X, com 53 elétrons, e Y, com
38 elétrons. Depois de fazermos a sua distribuição eletrô-
nica, podemos afirmar que o composto mais provável
formado pelos elementos é:
a) YX2 c) Y2X3 e) YX
b) Y3X2 d) Y2X
7 Em um composto, sendo A o cátion, B o ânion e A3B2 a
fórmula, provavelmente os átomos A e B, no estado nor-
mal, tinham, respectivamente, os seguintes números de
elétrons periféricos:
a) 3 e 2 b) 2 e 3 c) 2 e 5 d) 3 e 6 e) 5 e 6
EXERCÍCIO RESOLVIDO
8 (Fuvest-SP) Considere os íons isoeletrônicos: Li�, H�,
B3� e Be2� (números atômicos: Li � 3; H � 1; B � 5;
Be � 4). Coloque-os em ordem crescente de raio
iônico, justificando a resposta.
Resolução
Os raios iônicos crescem na ordem decrescente dos
números atômicos, isto é, B3� � Be2� � Li� � H�, pois
o mesmo número de elétrons (2) da camada K está
sendo atraído por uma carga nuclear cada vez menor.
9 (UFF-RJ) Dois ou mais íons ou, então, um átomo e um
íon que apresentam o mesmo número de elétrons deno-
minam-se espécies isoeletrônicas. Comparando-se as es-
péciesisoeletrônicas F�, Na�, Mg2� e Al3�, conclui-se que:
a) a espécie Mg2� apresenta o menor raio iônico.
b) a espécie Na� apresenta o menor raio iônico.
c) a espécie F� apresenta o maior raio iônico.
d) a espécie Al3� apresenta o maior raio iônico.
e) a espécie Na� apresenta o maior raio iônico.
A
�2 �
2
Axx
x
B
B
B
transformando-se no ânion B�. Consequentemente,
a fórmula esperada é AB2 e a ligação envolvida é iônica.
Esquematicamente, temos:
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103
Capítulo 6 • LIGAÇÕES QUÍMICAS E GEOMETRIA MOLECULAR
10 (Esal-MG) Os íons Ca�2, Mg�2 e K�1 estão intimamente
relacionados com as características químicas do solo agrí-
cola, sendo importantes para a nutrição das plantas. (Nú-
meros atômicos: Ca � 20, Mg � 12, K � 19.) Das afir-
mativas abaixo, a correta é:
a) Ca�2 e K�1 são isoeletrônicos.
b) Ca�2 e Mg�2 são isoeletrônicos.
c) Mg�2 e K�1 são isoeletrônicos.
d) Ca�2, Mg�2 e K�1 são isoeletrônicos.
e) Ca�2, Mg�2 e K�1 apresentam o mesmo raio.
EXERCÍCIO RESOLVIDO
11 (Acafe-SC) Num cristal de NaCl, a menor distância en-
tre os núcleos dos íons Na� e Cl� é 2,76 Å, e a distân-
cia entre os dois íons cloreto que se encostam é 3,62 Å.
Cl –Na+
x = 2,76 Å
Cl –Cl –
y = 3,62 Å
Resolução
Se a distância entre dois íons cloreto é 3,62 Å
(ângstrom � 10�10 metro), então seu raio iônico será
3,62 9 2 � 1,81 Å. Da distância entre os núcleos Na�
e Cl�, que é 2,76 Å, subtraímos o raio iônico do Cl�
(1,81 Å) e teremos:
2,76 Å � 1,81 Å � 0,95 Å
Alternativa b
Atômico (Å) 1,57 0,66 1,06 2,03
Iônico (Å) 0,95 1,40 1,74 1,33
Elementos
I II III IV
Raio
genéricos
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
13 (U. Católica Dom Bosco-MS) Para adquirir configuração ele-
trônica de gás nobre, o átomo de número atômico 16 deve:
a) perder dois elétrons. d) receber dois elétrons.
b) receber seis elétrons. e) perder seis elétrons.
c) perder quatro elétrons.
14 (UFR-RJ) Os íons são formados a partir das propriedades
dos elementos químicos. Observe as propriedades perió-
dicas e as configurações eletrônicas dos elementos abai-
xo e indique o íon que será formado a partir de cada
um deles.
a) Cl b) Ca c) Zn d) K
15 (Unicamp-SP) Mendeleyev, observando a periodicidade
de propriedades macroscópicas dos elementos químicos
e de alguns de seus compostos, elaborou a Tabela Perió-
dica. O mesmo raciocínio pode ser aplicado às proprie-
dades microscópicas. Na tabela a seguir, dos raios iônicos,
dos íons dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, estão
faltando os dados referentes ao Na� e ao Sr2�. Baseando-
-se nos valores da tabela, calcule, aproximadamente, os
raios iônicos desses cátions. Dado: 1 pm � 10�12 m
Sugestão: Devido à variação gradativa dos raios iônicos,
cada valor que falta na tabela dada é aproximadamente
igual à média aritmética entre o raio iônico que o prece-
de e o que o sucede na tabela.
16 (PUC-RS) Pesquisas de novos métodos para tratamento
de prevenção da madeira, na tentativa de combater o
desmatamento, utilizam nesta produtos químicos à base
de cromo, cobre e arsênio. Em relação a esses elementos,
pode-se afirmar que:
a) são todos metais.
b) são isoeletrônicos.
c) formam cátions monovalentes.
d) pertencem ao mesmo grupo da tabela periódica.
e) apresentam o mesmo número de níveis de energia.
17 (Ufes) Para as espécies Br�, Rb�, Se�2, Sr�2 e Kr, a ordem
crescente de carga nuclear e do raio iônico são, respecti-
vamente:
a) Se�2 � Br� � Kr � Rb� � Sr�2
Sr�2 � Rb� � Kr � Br� � Se�2
b) Sr�2 � Rb� � Kr � Br� � Se�2
Se�2 � Br� � Kr � Rb� � Sr�2
c) Br� � Se�2 � Kr � Rb� � Sr�2
Sr�2 � Rb� � Kr � Br� � Se�2
d) Br� � Se�2 � Kr � Rb� � Sr�2
Se�2 � Br� � Kr � Rb� � Sr�2
e) Se�2 � Sr�2 � Br� � Rb� � Kr
Se�2 � Sr�2 � Br� � Rb� � Kr
Portanto o raio do íon sódio é:
a) 2,76 Å c) 3,62 Å e) 6,38 Å
b) 0,95 Å d) 0,86 Å
12 (PUC-RS) Responda a esta questão a partir da tabela a
seguir, que apresenta os raios atômicos e iônicos de al-
guns elementos genéricos.
O exame da tabela mostra que, nesses casos, formam
ânions os elementos genéricos:
a) I e II d) II e III
b) I e III e) III e IV
c) I e IV
Raios iônicos (pm)
Li� 60 Be2� 31
Na� — Mg2� 65
K� 133 Ca2� 99
Rb� 148 Sr2� —
Cs� 160 Ba2� 135
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• Fundamentos da Química
LIGAÇÃO COVALENTE, MOLECULAR
OU HOMOPOLAR
3
3.1. Ligação covalente
Na ligação iônica, vista no item anterior, um metal cede elétrons e um não-metal recebe elétrons.
Vejamos agora a cooperação que acontece numa ligação entre não-metais.
• 1o exemplo: Consideremos a união entre dois átomos do elemento hidrogênio (H) para formar
a molécula da substância simples hidrogênio (H2):
H � H H2
Eletronicamente:
Você pode observar
Cooperação é fundamental nas atividades humanas. Às vezes aconte-
ce em atividades semelhantes, como ocorre com os atletas numa corrida de
revezamento 4 	 400 metros. Outras vezes, acontece em atividades diferentes,
como numa orquestra, em que o maestro rege e os músicos tocam seus dife-
rentes instrumentos musicais.
Ou, abreviadamente:
xH H H Hx
Ou, ainda:
xH H H H
Nesta última representação, o traço (K) está indicando o par de elétrons que os dois átomos de
hidrogênio passam a compartilhar. Assim, por comodidade, costuma-se representar uma ligação
covalente normal por um traço.
Observe que cada átomo de hidrogênio dispõe de dois elétrons (o seu e o elétron compartilha-
do). Esses dois elétrons completam a camada K, que é a única de que o hidrogênio dispõe. Desse
modo, o hidrogênio adquire a configuração estável do gás nobre hélio.
Antes da reação
Átomo de hidrogênio
(1 elétron)
Após a reação
Átomo de hidrogênio
(1 elétron)
Molécula de hidrogênio
(2 elétrons, compartilhados, isto é,
usados “em sociedade”)
OBSERVAÇÃO
Na ligação covalente entre átomos iguais, podemos falar também em
raio covalente (r), como a metade do comprimento da ligação (d),
isto é, metade da distância que separa os dois núcleos.
d
r
R
ep
ro
du
çã
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105
Capítulo 6 • LIGAÇÕES QUÍMICAS E GEOMETRIA MOLECULAR
• 2o exemplo: Consideremos a união entre dois átomos do elemento cloro (Cl), formando uma
molécula da substância simples (Cl2), como mostramos abaixo:
Note que, para simplificar as fórmulas, costuma-se indicar apenas os elétrons das últimas cama-
das dos átomos, isto é, de suas camadas de valência. É importante então observar que, na molé-
cula final (Cl K Cl) há um par de elétrons compartilhado (ou seja, usado “em sociedade”)
pelos dois átomos de cloro. Esse par de elétrons representa uma ligação covalente normal.
Veja que desse modo cada átomo de cloro dispõe de seus 7 elétrons mais 1 elétron compartilha-
do, perfazendo então o octeto, que dá a cada átomo a configuração estável de um gás nobre
(nesse caso, o argônio).
Observando ainda a molécula formada (Cl K Cl), diremos que os elétrons da última camada
que não participam do par eletrônico compartilhado são comumente chamados elétrons não-
-ligantes ou pares eletrônicos isolados.
• 3o exemplo: Consideremos agora a formação da molécula da substância simples oxigênio (O2):
Nesse caso, cada átomo de oxigênio tem apenas seis elétrons na camada de valência. Os dois
átomos se unem compartilhando dois pares eletrônicos, de modo que cada átomo “exerça
domínio” sobre oito elétrons. Forma-se assim uma ligação dupla entre os átomos, que é indicada
por dois traços na representação O L O (nos exemplos do H2 e do Cl2, o único par eletrônico
comum constitui uma ligação simples).
• 4o exemplo: Vejamos a formação da molécula da substância simples nitrogênio (N2):
Cada átomo de nitrogênio tem apenas cinco elétrons na camada periférica. Eles se unem com-
partilhando três pares eletrônicos. Forma-se assim uma ligação tripla entre osátomos, que é
indicada pelos três traços na representação N M N. Desse modo, cada átomo está com o octeto
completo, pois, além de seus cinco elétrons, compartilha três elétrons com o átomo vizinho.
Dos quatro exemplos anteriores, temos a seguinte definição:
Ligação covalente ou covalência é a união entre átomos estabelecida por pares
de elétrons.
Nesse tipo de ligação, a valência recebe o nome parti-
cular de covalência e corresponde ao número de pares de
elétrons compartilhados.
As fórmulas em que os elétrons aparecem indicados
pelos sinais • e x são chamadas fórmulas eletrônicas ou fór-
mulas de Lewis.
Quando os pares eletrônicos covalentes são represen-
tados por traços (K), chamamos essas representações de
fórmulas estruturais.
Considerando o último exemplo, dado acima, pode-
mos escrever as seguintes fórmulas:
Gilbert Newton Lewis
Nasceu nos Estados Uni-
dos em 1875. Foi profes-
sor de Química na Univer-
sidade de Berkeley, na Ca-
lifórnia. Lewis criou a teo-
ria das ligações covalentes
imaginando os elétrons
orientados em certas dire-
ções, nas quais formariam
ligações químicas (1916).
Importante também foi
sua nova teoria ácido-base (1923), que ampliou os
conceitos aceitos até então. Lewis faleceu em 1946.
ClCl x xx
x x
x x
Cl Cl Cloux xx
x x
x x
Cl
OO
x x
x x
O O Oouxx xx
x x
x x
O
NN N Nouxx xx xx
xx
N xxN
Fórmula 
de Lewis
Fórmula 
estrutural
Fórmula 
molecular
N
x
x
x
x
xN N2N N
B
E
TT
M
A
N
N
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IS
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106
• Fundamentos da Química
Todos os exemplos dados até agora foram de substâncias simples. No entanto as ligações covalentes
aparecem ainda, e com maior frequência, entre as substâncias compostas:
• 1o exemplo — Formação da molécula do cloridreto ou gás clorídrico (HCl):
• 2o exemplo — Formação da molécula de água (H2O):
• 3o exemplo — Formação da molécula do amoníaco ou gás amônia (NH3):
Continuamos notando que cada átomo está com o octeto completo. De fato, no último exemplo,
cada oxigênio dispõe de seus 6 elétrons mais 2 que são compartilhados com o carbono; e o átomo de
carbono tem 4 elétrons, mais 2 compartilhados com o oxigênio da esquerda, e mais 2 compartilhados
com o oxigênio da direita.
Concluindo, podemos dizer que a ligação será covalente quando os dois átomos tiverem a ten-
dência de ganhar elétrons. Consequentemente, esse tipo de ligação aparece entre dois átomos de
não-metais, de semimetais ou entre um desses elementos e o hidrogênio.
3.2. Caso particular da ligação covalente
Vejamos, como primeiro exemplo, a formação da molécula de gás sulfuroso (SO2):
Nesse exemplo, o NH3 inicial tinha um par eletrônico livre; e o íon hidrogênio (H
�), por sua
vez, estava sem elétrons (normalmente o H� provém de outra molécula, na qual deixou seu pró-
prio elétron). A solução foi o H� compartilhar do par eletrônico livre, que inicialmente era exclusivo
do nitrogênio.
Considerando ainda o exemplo do NH4
� é importante observar que, após a
formação do NH4
�, não há nenhuma diferença entre as quatro ligações covalentes
aí existentes. Em outras palavras, os quatro hidrogênios tornam-se perfeitamente
equivalantes entre si. Deste modo, é mais correto representar o NH4
� como mostra-
mos ao lado.
Cl ClxH H H Cloux
O Ox HxH H H Ooux Hx H
N N
H
x HxH H H N
N
oux Hx H
x
H
x
• 4o exemplo — Formação da molécula do gás carbônico ou dióxido de carbono (CO2):
C
x x
x x
O
x x
x x
OC O Couxx
x x
x x
O xx
x x
x x
O Oxxxx
S
x x
x x
Oxx
x x
x x
O xx xx
x x
x x
O xx
x x
x x
O S
Nesse exemplo, note que o par eletrônico assinalado, que está ligando o enxofre ao segundo oxigê-
nio, pertencia, de início, apenas ao enxofre. Trata-se não mais da ligação covalente usual, em que cada
ligação é formada por 1 elétron de cada átomo, mas de uma covalência especial, na qual o par eletrôni-
co é cedido apenas por um dos átomos da ligação. Antigamente, esse tipo de ligação era denominada
ligação dativa e indicada por uma seta que vai do átomo doador para o átomo receptor do par eletrô-
nico, como mostramos abaixo.
x
x
NHH H
H
H
xx
x
NH H
H
x
�
�
O S O
De qualquer modo, você continuará contando 8 elétrons ao redor de cada átomo.
Como segundo exemplo, vamos examinar a formação do íon amônio (NH4
�), segundo a reação
NH3 � H
� NH�4:
HN
H
H
H
�
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107
Capítulo 6 • LIGAÇÕES QUÍMICAS E GEOMETRIA MOLECULAR
3.3. Exceções à regra do octeto
Hoje são conhecidos compostos que não obedecem à regra do octeto.
• Em alguns casos, as ligações se completam com menos de 8 elétrons. Isso acontece com o
berílio (Be) e o boro (B), que, em certas moléculas, não completam o octeto.
Exemplos:
• Em outros casos, as ligações perfazem mais do que 8 elétrons. Ocorre geralmente com o fósforo
(P) e o enxofre (S), que, em certas moléculas, aparecem com 10 e 12 elétrons na camada de
valência. Exemplos:
Aqui há apenas 4 elétrons
ao redor do berílio.
Aqui há apenas 6 elétrons
ao redor do boro.
Esses casos só ocorrem quando o átomo central é relativamente grande, para que possa acomodar
tantos elétrons ao seu redor. Por isso essa chamada camada de valência expandida só aparece em
elementos a partir do 3o período da Tabela Periódica.
Aqui há 10 elétrons ao
redor do fósforo.
Aqui há 12 elétrons ao
redor do enxofre.
Uma substância ou composto químico é considerada
molecular quando apresenta somente ligações covalentes
(normais ou dativas), como no caso da água (H K O K H),
do gás carbônico (O L C L O) etc. Desde que apresente uma
única ligação iônica, o composto já é considerado iônico,
como ocorre, por exemplo, com o nitrato de sódio (NaNO3),
mostrado ao lado:
OBSERVAÇÃO
a) Comprimento da ligação covalente é a que separa os dois .
b) Ligação covalente normal é a entre átomos por meio de de elétrons, trazidos pelos 
átomos de ligação.
c) A fórmula de Lewis mostra os de elétrons usados nas ligações .
d) Ligação covalente dativa é a entre átomos por de elétrons trazidos somente por dos
átomos da ligação.
e) O composto iônico deve apresentar pelo menos ligação .
f) O composto covalente não deve ter nenhuma ligação .
REVISÃO
H Hx xBeBeH2
xx
x
x x
x x
F BBF3 x x
x
x x
x xx
F
x x
xx
x x
F
P
x
x x
x x
xx
x x
Cl
x x
x
x x
Cl
x x
x x
x
x x
Cl
PCl5
x x
x x
xx
x
Cl
x x
x x
xx
x
Cl
SSF5
x
x x
x x
xx
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F
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x
x x
F
x x
x x
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NNa�
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Ligações covalentes
Ligação iônica
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108
• Fundamentos da Química
EXERCÍCIO RESOLVIDO
EXERCÍCIOS
18 (FEI-SP) A fórmula N m N indica que os átomos de nitro-
gênio estão compartilhando três:
a) prótons.
b) elétrons.
c) pares de prótons.
d) pares de nêutrons.
e) pares de elétrons.
19 (Unifor-CE) À molécula de água, H2O, pode-se adicionar
o próton H�, produzindo o íon hidrônio H3O
�.
Note que o NaNO3 é um composto iônico de-
vido à ligação iônica entre o Na� e o NO�3 (ape-
sar de todas as ligações no interior do NO3 se-
rem covalentes).
EXERCÍCIO RESOLVIDO
22 Escreva as fórmulas estruturais e as fórmulas de Lewis
dos seguintes compostos:
a) H2CO3 b) NaNO3
Resolução
Veja que o H2CO3 é um composto molecular, pois
todas as suas ligações são covalentes.
(x � elétron)
No íon hidrônio, quantos pares de elétrons pertencem,
no total, tanto ao hidrogênio quanto ao oxigênio?
a) 1 c) 3 e) 6
b) 2 d) 4
20 (Mackenzie-SP) Dados: O (Z � 8); C (Z � 6); F (Z � 9);
H (Z � 1).
A molécula que apresenta somente uma ligação covalente
normal é:
a) F2 c) CO e) H2O
b) O2 d) O3
21 (Mackenzie-SP) Das substâncias (I) gás hélio, (II) cloreto
de sódio, (III) gás nitrogênioe (IV) água, apresentam so-
mente ligações covalentes normais em sua estrutura:
a) I e III c) I e IV e) I e II
b) III e IV d) II e III
23 Escreva a fórmula estrutural e a fórmula de Lewis do
hidreto de fósforo (PH3).
24 (UCSal-BA) Ao formar ligações covalentes com o hi-
drogênio, a eletrosfera do silício adquire configuração
de gás nobre. Com isso, é de se esperar a formação da
molécula:
a) SiH c) SiH3 e) SiH5
b) SiH2 d) SiH4
25 (Vunesp) Considere as espécies químicas Br2 e KBr. Da-
dos os números de elétrons na camada de valência, K � 1
e Br � 7, explique, justificando, o tipo de ligação que
ocorre entre os átomos de:
a) bromo, no Br2;
b) potássio e bromo, no KBr.
26 (Acafe-SC) Considerando dois elementos, A e B, com
números atômicos 20 e 17, a fórmula e o tipo de
ligação do composto formado estão na alternativa:
a) AB2 — ligação covalente
b) A2B — ligação iônica
c) AB2 — ligação iônica
d) A2B — ligação covalente
e) A7B2 — ligação iônica
Resolução
Na própria Tabela Periódica vemos que o elemento
A, de número atômico 20, é o cálcio (de distribuição
eletrônica 2 — 8 — 8 — 2); e o elemento B, com
número atômico 17, é o cloro (de distribuição ele-
trônica 2 — 8 — 7). Sendo assim, o cálcio cede dois
elétrons e forma o Ca2�, e o cloro recebe um elétron
e forma o Cl�. Consequentemente, a fórmula será
CaCl2 ou AB2.
Alternativa c
27 (Ufac) Temos um elemento A com 53 elétrons e o ele-
mento B com 38 elétrons. Após sua distribuição eletrôni-
ca, pode-se afirmar que o composto mais provável dos
dois elementos é:
a) B3A2 c) B2A3 e) BA
b) BA2 d) B2A
28 (Vunesp) Os elementos X e Y têm, respectivamente, 2 e 6
elétrons na camada de valência. Quando X e Y reagem,
forma-se um composto:
a) covalente, de fórmula XY
b) covalente, de fórmula XY2
c) covalente, de fórmula X2Y3
d) iônico, de fórmula X2�Y 2�
e) iônico, de fórmula X2
�Y 2�
�
O
x x
x x
H H O
H
x x
H HH�
a) O (fórmula estrutural)
(fórmula de Lewis)
C
O
O
H
H
O
C
O
H
H
x
x
x O
x
(fórmula estrutural)
�
NONa�
O
O
�
(fórmula de Lewis)Na�
x x
O Nx
O
xxO
b)
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109
Capítulo 6 • LIGAÇÕES QUÍMICAS E GEOMETRIA MOLECULAR
29 (Unifor-CE) Quando se comparam as espécies químicas
CH4, NH3 e NaCl, pode-se afirmar que os átomos estão
unidos por ligações covalentes somente no:
a) CH4 e no NH3 c) CH4 e no NaCl e) NH3
b) NH3 e no NaCl d) CH4
30 (UFPA) Os átomos dos elementos se ligam uns aos outros
através de ligação simples, dupla ou tripla, procurando
atingir uma situação de maior estabilidade, e o fazem de
acordo com a sua valência (capacidade de um átomo
ligar-se a outros), conhecida através de sua configuração
eletrônica. Assim, verifica-se que os átomos das molécu-
las H2, N2, O2, Cl2 estão ligados de acordo com a valência
de cada um na alternativa:
a) N M N, O L O, Cl K Cl, H K H
b) H K H, N M N, O K O, Cl L Cl
c) N M N, O K O, H L H, Cl L Cl
d) H K H, O M O, N K N, Cl L Cl
e) Cl K Cl, N L N, H L H, O M O
31 Sabendo que no composto HClO4 o hidrogênio acha-se
ligado na forma H K O K e que todos os átomos do
oxigênio se ligam ao cloro, escreva a sua fórmula estru-
tural e a de Lewis.
32 (Mackenzie-SP)
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Relativamente à fórmula estrutural acima, dados os nú-
meros atômicos Ca � 20, O � 8 e S � 16, é correto
afirmar que:
a) existem duas ligações iônicas, duas ligações covalentes
normais e duas ligações dativas (ou covalentes coor-
denadas).
b) existem somente ligações covalentes normais.
c) o oxigênio cede dois elétrons para o cálcio.
d) o enxofre recebe dois elétrons do cálcio.
e) o cálcio, no estado fundamental, apresenta seis elé-
trons na camada de valência.
33 (UCS-RS) Nas fórmulas estruturais de ácidos abaixo, X
representa um elemento químico.
Os elementos que substituem corretamente o X nas fór-
mulas estruturais são, respectivamente:
a) N, C, S, P d) N, Sn, As, P
b) N, Si, Se, Br e) P, Pb, Br, As
c) P, C, Se, N
4 LIGAÇÃO METÁLICA
4.1. Estrutura dos metais
No estado sólido, os átomos dos metais (e de alguns semimetais) se agrupam de forma geometri-
camente ordenada, dando origem às células, ou grades, ou reticulados cristalinos. Os reticulados
unitários mais comuns entre os metais são mostrados abaixo:
Você pode observar
Os metais são amplamente utilizados, seja nas estruturas metálicas de pon-
tes, edifícios, carros, aviões, seja em simples utensílios domésticos, embala-
gens, fios elétricos etc. Você sabe por quê?
As estruturas ao lado se repetem
milhões de vezes, originando um
“amontoado” de cristais, que podem
ser vistos ao microscópio.
Hexagonal
compacto (HC)
Cúbico de faces
centradas (CFC)
Cúbico de corpo
centrado (CCC)
S
O
O
O
O
2�
Ca2�
XO
O
O
H
OX
O
O
H
H
X
O
O
O
O
H
H
X O
O
O
H
H
OH
I. III.
II. IV.
JO
H
N
 W
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LE
X
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• Fundamentos da Química
4.2. A ligação metálica
Uma das principais características dos metais é a condução fácil da
eletricidade. A consideração de que a corrente elétrica é um fluxo de
elétrons levou à criação da chamada teoria da nuvem eletrônica (ou
teoria do mar de elétrons). Em linhas gerais, essa teoria diz que mui-
tos átomos do metal “soltam” elétrons, que passam a transmitir livre-
mente pelo reticulado metálico. Forma-se então, no interior do metal,
uma ”nuvem” de elétrons, que mantém os átomos unidos — essa é a
ligação metálica.
4.3. Propriedades dos metais
Os metais têm propriedades características, que permitem muitas aplicações práticas no dia-a-dia.
As principais propriedades são:
• brilho característico (chamado de brilho metálico);
• boa condutividade de calor e de eletricidade;
• alto ponto de fusão;
• resistência à tração, isto é, às forças que tendem a alongar uma barra metálica;
• maleabilidade — propriedade que os metais apresentam de se deixarem reduzir a chapas e
lâminas bastante finas, pelo processo denominado laminação;
• ductilidade — propriedade que os metais apresentam de se deixarem transformar em fios,
por meio da trefilação.
�
�
� �
�
a) Os três reticulados mais comuns entre os metais são o , o e o .
b) Ligação metálica é a “nuvem” de que mantém os átomos .
c) Maleabilidade é a propriedade que os metais apresentam de se deixarem reduzir a .
d) Ductilidade é a propriedade que os metais apresentam de se deixarem transformar em .
REVISÃO
EXERCÍCIOS
34 (Fuvest-SP) As figuras abaixo representam, esquema-
ticamente, estruturas de diferentes substâncias, à tempe-
ratura ambiente.
35 (UFU-MG) Entre as substâncias simples puras constituí-
das por átomos de S, As, Cd, I e Br, a que deve conduzir
melhor a corrente elétrica é a substância:
a) enxofre. d) iodo.
b) arsênio. e) bromo.
c) cádmio.
36 (PUC-MG) As propriedades ductilidade, maleabilidade,
brilho e condutividade elétrica caracterizam:
a) cloreto de potássio e alumínio.
b) cobre e prata.
c) talco e mercúrio.
d) grafita e diamante.
e) aço e PVC.
37 Dos elementos cloro, fósforo e mercúrio, qual é o que
apresenta caráter metálico mais pronunciado? Por quê?
Sendo assim, as figuras I, II e III podem representar, res-
pectivamente,
a) cloreto de sódio, dióxido de carbono e ferro.
b) cloreto de sódio, ferro e dióxido de carbono.
c) dióxido de carbono, ferro e cloreto de sódio.
d) ferro, cloreto de sódio e dióxido de carbono.
e) ferro, dióxido de carbono e cloreto de sódio.
(III)(II)(I)
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Capítulo 6 • LIGAÇÕES QUÍMICAS E GEOMETRIA MOLECULAR
38 (UFMG) Nas figuras I e II, estão representados dois sóli-
dos cristalinos, sem defeitos, que exibem dois tipos dife-
rentes de ligação química.
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Considerando-se essas informações,é correto afirmar
que:
a) a figura II corresponde a um sólido condutor de ele-
tricidade.
b) a figura I corresponde a um sólido condutor de ele-
tricidade.
c) a figura I corresponde a um material que, no estado
líquido, é um isolante elétrico.
d) a figura II corresponde a um material que, no estado
líquido, é um isolante elétrico.
39 (UFC-CE) Nenhuma teoria convencional de ligação quí-
mica é capaz de justificar as propriedades dos compos-
tos metálicos. Investigações indicam que os sólidos me-
tálicos são compostos de um arranjo regular de íons po-
sitivos, no qual os elétrons das ligações estão apenas
parcialmente localizados. Isso significa dizer que se tem
um arranjo de íons metálicos distribuídos em um “mar”
de elétrons móveis.
Com base nessas informações, é correto afirmar que os
metais, geralmente:
a) têm elevada condutividade elétrica e baixa condu-
tividade térmica.
�
� �
�
�
�
�
�
�
�
� �
�
�
��
�
�
�
�
�
�
��
�
�
�
�
�
�
��
�
�
�
�
�
�
��
�
�
�
�
Nuvem de elétrons
Figura I Figura II
b) são solúveis em solventes apolares e possuem baixas
condutividades térmica e elétrica.
c) são insolúveis em água e possuem baixa condutividade
elétrica.
d) conduzem com facilidade a corrente elétrica e são so-
lúveis em água.
e) possuem elevadas condutividades elétrica e térmica.
(Enem-MEC) Observe nas questões 39 e 40 o que foi fei-
to para colocar bolinhas de gude de 1 cm de diâmetro
numa caixa cúbica com 10 cm de aresta.
40 Uma pessoa arrumou as boli-
nhas em camadas superpostas
iguais, tendo assim empregado:
a) 100 bolinhas.
b) 300 bolinhas.
c) 1.000 bolinhas.
d) 2.000 bolinhas.
e) 10.000 bolinhas.
41 Uma segunda pessoa procurou encontrar ou-
tra maneira de arrumar as bolas na caixa,
achando que seria uma boa ideia organizá-las
em camadas alternadas, onde cada bolinha
de uma camada se apoiaria em 4 bolinhas da
camada inferior, como mostra a figura. Desse
modo, ela conseguiu fazer 12 camadas. Por-
tanto ela conseguiu colocar na caixa:
a) 729 bolinhas. c) 1.000 bolinhas. e) 1.200 bolinhas.
b) 984 bolinhas. d) 1.086 bolinhas.
Observação: Este último exercício mostra por que no sis-
tema hexagonal compacto cabem mais átomos de me-
tais do que no sistema cúbico.
5 GEOMETRIA MOLECULAR
Você pode observar
O mundo visível é tridimensional: trens, automóveis, esculturas assumem
formas geométricas arrojadas e de grande beleza. O mundo microscópico da ma-
téria é também tridimensional — esse é o campo da chamada geometria molecular.
5.1. Conceitos gerais
Até agora escrevemos as fórmulas das substâncias moleculares como se suas moléculas fossem
planas. Na verdade, porém, a maior parte das moléculas é tridimensional. Muitas moléculas têm um
átomo central rodeado por outros átomos, formando uma estrutura espacial. Desse fato surgiu a ex-
pressão geometria molecular.
Uma analogia bem simples pode ser feita com balões, amarrados como nas figuras abaixo:
Por que os balões assumem espontaneamente essas arrumações?
Porque cada balão “empurra” seu vizinho de modo que, no final, todos ficam na disposição mais
espaçada (esparramada) possível. Dizemos, também, que essa é a arrumação mais estável para os balões.
R
ep
ro
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çã
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bi
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iro
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98
.
112
• Fundamentos da Química
Com os átomos e suas ligações covalentes acontece algo semelhante.
Os pares de elétrons que ligam os átomos (pares ligantes), e até mesmo os
pares não-ligantes, se repelem, procurando alcançar a disposição mais es-
paçada possível no espaço. Por exemplo, vemos que o CH4 tem quatro
pares de elétrons ligantes. A molécula do CH4 não é plana, mas sim espa-
cial, como mostramos ao lado. O átomo de carbono está no centro de um
tetraedro regular (imaginário), e os quatro átomos de hidrogênio, nos vérti-
ces desse tetraedro. Nessa figura, entre qualquer valência e sua vizinha há
um ângulo de 109°28’, que representa o maior espaçamento possível en-
tre as valências.
Dois casos importantes e interessantes são os das moléculas do amoníaco
(NH3) e da água (H2O), que apresentam as seguintes estruturas:
C
H
H
H
H
109�28’
H
H
H
N
Par eletrônico
livre
107°
107°
As ideias apresentadas acima representam a chamada teoria da repulsão dos pares eletrônicos da
camada de valência, proposta pelo cientista Ronald J. Gillespie (1924-) e também conhecida pela sigla
VSEPR (do inglês valence shell electron pair repulsion). Em linhas gerais, segundo essa teoria se estabelece que:
Ao redor do átomo central, os pares eletrônicos ligantes e os não-ligantes se repelem,
tendendo a ficar tão afastados quanto possível.
A tabela seguinte mostra as estruturas espaciais de algumas moléculas importantes.
CO2 Linear (é plana) 2
Fórmula
molecular
Modelo “de bolas”
Modelo “de preenchimento
espacial” ou de Stuart
Tipo de estrutura
molecular
Número de átomos ao
redor do átomo central
CO O
H
O
H
B
F F
F
HH
N
H
H C
H
H
H
Cl
P
Cl
Cl
Cl
Cl
F
FF
S
F
F
F
H2O Angular (é plana) 2
BF3 Trigonal plana 3
NH3
Piramidal
3(é espacial)
CH4
Tetraédrica
4(é espacial)
PCl5
Bipirâmide trigonal
5(é espacial)
SF6
Octaédrica
6(é espacial)
A molécula de NH3 tem
formato piramidal, e os
ângulos entre os hidrogênios
valem aproximadamente 107°.
H
HO
Par eletrônico livre
Par eletrônico livre
105˚
A molécula de H2O tem
formato angular, e o ângulo
entre os hidrogênios vale
aproximadamente 105°.
C
H
H
Hou H
x
x
xx HC
H
H
H
Fórmulas planas (erradas)
Fórmula espacial (correta)
R
ep
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98
.
113
Capítulo 6 • LIGAÇÕES QUÍMICAS E GEOMETRIA MOLECULAR
5.2. Alotropia
Alotropia é o fenômeno que ocorre quando um elemento químico forma duas ou
mais substâncias simples diferentes.
A. A alotropia do oxigênio
O elemento químico oxigênio (O) forma duas substâncias simples, que são o oxigênio (O2) e o
ozônio (O3):
Oxigênio Ozônio
No diamante e na grafite, encontramos um número enorme de átomos de carbono unidos por
ligações covalentes: são as chamadas macromoléculas covalentes.
Recentemente, foram descobertas novas formas alotrópicas do carbono, como mostramos abaixo:
Diamante
Ângulo entre as ligações q 109°
Comprimento das ligações � 154 pm
(1 pm � 10�12 m)
O diamante é o sólido mais duro (difícil de ser riscado) que
se conhece; não conduz eletricidade e tem densidade igual
a 3,51 g/cm3 (essa densidade indica estrutura cristalina
mais compacta).
Grafite
Ângulo entre as ligações � 120°
Comprimento das ligações:
— em cada “camada” de átomos, 141 pm;
— entre “camadas”, 335 pm.
A grafite é um sólido mole (usado nos lápis); conduz a
eletricidade e tem densidade igual a 2,34 g/cm3 (essa
densidade indica estrutura cristalina menos compacta).
Eixo principal
do nanotubo
C
ID
JA
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C
ID
R
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LO
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C
ID
Nesse caso, a alotropia é decorrente da atomicidade, isto é, do número de átomos existentes em
cada molécula.
B. A alotropia do carbono
Duas formas alotrópicas diferentes do elemento químico carbono são o diamante e a grafite, de-
correntes das diferentes “arrumações” dos átomos de carbono no espaço.
O fulereno-60 tem 60 átomos de carbono
dispostos em uma estrutura esférica e
oca, semelhante a uma bola de futebol.
Há outros fulerenos com números maiores
ou menores de átomos de carbono.
Os nanotubos são formados por anéis hexagonais (semelhantes
às camadas da grafite) enrolados na forma de tubos ocos,
extremamente pequenos. Como possuem a propriedade de
conduzir eletricidade tão facilmente quanto o metal, podem vir a
substituir os chips de silício usados em computadores.
R
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114
• Fundamentos da Química
C. A alotropia do fósforo
Outro caso importante de alotropiaé o do fósforo,
que apresenta duas formas alotrópicas principais: o fós-
foro branco e o fósforo vermelho.
O fósforo branco, formado por moléculas P4, é um
sólido branco, de aspecto semelhante ao da cera, de den-
sidade igual a 1,82 g/cm3, que se funde a 44 °C e ferve a
280 °C. É muito reativo (chega a pegar fogo quando ex-
posto ao ar), sendo por isso conservado dentro de água.
Quando o aquecemos em ausência de ar e a cerca de
300 °C, ele se converte lentamente em fósforo vermelho,
que é mais estável (isto é, menos reativo).
O fósforo vermelho é um pó amorfo (isto é, não apre-
senta estrutura cristalina), de cor vermelho-escura, densi-
dade 2,38 g/cm3 e temperatura de fusão 590 °C; cada
grão de pó é formado por milhões de moléculas P4 uni-
das umas às outras, dando origem a uma molécula gi-
gante (P∞).
D. A alotropia do enxofre
O enxofre apresenta duas formas alotrópicas princi-
pais: o enxofre ortorrômbico (ou simplesmente rômbico)
e o enxofre monoclínico. As duas formas alotrópicas são
formadas por moléculas, em forma de anel, com oito áto-
mos de enxofre (S8), como mostramos ao lado.
A diferença entre o enxofre rômbico e o monoclínico
está nas diferentes arrumações das moléculas S8 no espa-
ço, produzindo cristais diferentes:
Pedaços de fósforo branco num béquer com água e,
ao lado, fósforo vermelho.
P P
P
P
Fósforo branco Fósforo vermelho
P P
P
P
P P
P
P
… …
S
S S
S
S S
S S
SS S
SSSS
S
Molécula de S8
Vista lateral Vista superior
As duas formas alotrópicas do enxofre fervem a 445 °C. Em condições ambientes, ambas se apre-
sentam como um pó amarelo, inodoro, insolúvel em água e muito solúvel em sulfeto de carbono (CS2).
Cristal rômbico de
densidade 2,08 g/cm3 e
ponto de fusão de 112,8 °C.
Cristais monoclínicos de densidade 1,96 g/cm3
e ponto de fusão de 119,2 °C.
a) As moléculas têm, em geral, estruturas .
b) As estruturas moleculares dependem do de átomos ao redor de um átomo .
c) Ao redor de um átomo central, os pares eletrônicos e os se , ficando o mais 
possível.
d) Macromoléculas covalentes são gigantes com átomos unidos por ligações .
e) Alotropia é o fenômeno pelo qual um químico forma duas ou mais substâncias diferentes.
REVISÃO
S
É
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G
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TH
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T-
C
ID
Moléculas de P4 e P∞
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115
Capítulo 6 • LIGAÇÕES QUÍMICAS E GEOMETRIA MOLECULAR
EXERCÍCIOS
EXERCÍCIO RESOLVIDO
42 (Vunesp) A partir das configurações eletrônicas dos
átomos constituintes e das estruturas de Lewis:
a) Determine as fórmulas dos compostos mais sim-
ples que se formam entre os elementos (números
atômicos: H � 1; C � 6; P � 15):
I. hidrogênio e carbono;
II. hidrogênio e fósforo.
b) Qual é a geometria de cada uma das moléculas
formadas, considerando-se o número de pares de
elétrons?
Resolução
a) I. Entre o hidrogênio e o carbono, temos:
b) à repulsão entre os átomos de hidrogênio, muito pró-
ximos.
c) à atração entre os átomos de hidrogênio, muito pró-
ximos.
d) ao tamanho do átomo de oxigênio.
e) ao tamanho do átomo de hidrogênio.
44 (FMTM-MG) A partir da análise das estruturas de Lewis, o
par de substâncias que apresenta a mesma geometria
molecular é:
(Dados: números atômicos H � 1, C � 6, N � 7, O � 8,
P � 15, S � 16 e Cl � 17.)
a) CH3Cl e SO3 c) PCl3 e SO3 e) NH3 e CH3Cl
b) NH3 e SO3 d) NH3 e PCl3
45 (UFS-SE) Alotropia é o fenômeno que envolve diferentes
substâncias:
a) simples, formadas pelo mesmo elemento químico.
b) compostas, formadas por diferentes elementos quí-
micos.
c) simples, com a mesma atomicidade.
d) compostas, com a mesma fórmula molecular.
e) compostas, formadas pelos mesmos elementos quí-
micos.
46 (UFF-RJ) O oxigênio, fundamental à respiração dos ani-
mais, e o ozônio, gás que protege a Terra dos efeitos dos
raios ultravioleta da luz solar, diferem quanto:
a) ao número de prótons dos átomos que entram em
suas composições.
b) ao número atômico dos elementos químicos que os
formam.
c) à configuração eletrônica dos átomos que os com-
põem.
d) à natureza dos elementos químicos que os originam.
e) ao número de átomos que compõem suas moléculas.
47 (UFC-CE) O fósforo branco é usado na fabricação de bom-
bas de fumaça. A inalação prolongada de seus vapores
provoca necrose dos ossos. Já o fósforo vermelho, usado
na fabricação do fósforo de segurança, encontra-se na
tarja da caixa e não do palito.
Marque a opção correta:
a) Essas duas formas de apresentação do fósforo são cha-
madas de formas alotrópicas.
b) Essas duas formas de apresentação do fósforo são cha-
madas de formas isotérmicas.
c) A maneira como o fósforo se apresenta exemplifica o
fenômeno de solidificação.
d) O fósforo se apresenta na natureza em duas formas
isobáricas.
e) A diferença entre as duas formas do fósforo é somente
no estado físico.
48 (UFRGS-RS) O modelo de repulsão dos pares de elétrons
da camada de valência estabelece que a configuração
eletrônica dos elementos que constituem uma molécula
é responsável pela sua geometria molecular. Relacione as
moléculas com as respectivas geometrias:
II. Entre o hidrogênio e o fósforo, temos:
b) As formas geométricas das moléculas serão as
seguintes:
• a do CH4 é tetraédrica;
• a do PH3 piramidal (como no caso do NH3).
43 (Ufes) A molécula da água tem geometria molecular an-
gular, e o ângulo formado é de 
104°, e não 
109°,
como previsto. Essa diferença se deve:
a) aos dois pares de elétrons não-ligantes no átomo de
oxigênio.
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Geometria molecular Moléculas
1. linear ( ) SO3
2. quadrada ( ) NH3
3. trigonal plana ( ) CO2
4. angular ( ) SO2
5. pirâmide trigonal
6. bipirâmide trigonal
A relação numérica, de cima para baixo, da coluna da di-
reita, que estabelece a sequência de associações corretas é:
a) 5 - 3 - 1 - 4 c) 3 - 5 - 1 - 4 e) 2 - 3 - 1 - 6
b) 3 - 5 - 4 - 6 d) 5 - 3 - 2 - 1
49 (Uespi) Associe a coluna da esquerda com a coluna da direi-
ta, relacionando a espécie química com a sua respectiva geo-
metria, e marque a sequência correta, de cima para baixo:
I. SO3 ( ) Tetraédrica
II. PCl5 ( ) Linear
III. H2O ( ) Angular
IV. NH�4 ( ) Trigonal planar
V. CO2 ( ) Bipirâmide trigonal
a) II, V, III, I, IV c) II, III, V, I, IV e) IV, V, III, II, I
b) IV, V, III, I, II d) IV, III, V, I, II
C
H
H
HH x
x
x
x (CH4)
P
H
HH x
x
x (PH3)
R
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116
• Fundamentos da Química
50 (UFRGS-RS) O cloreto de titânio (TiCl4) é um líquido in-
color que se hidrolisa quando em presença do ar úmido
e forma uma densa fumaça, processo utilizado na Pri-
meira Guerra Mundial para produzir cortinas de fumaça.
O cloreto de titânio pode apresentar um tipo de estrutu-
ra molecular:
a) tetraédrica. c) angular. e) bipiramidal.
b) trigonal plana. d) linear.
51 (EAFPJK-RS) A formação de um composto entre um áto-
mo de número atômico 6 e dois átomos de número
atômico 16 originará moléculas com geometria:
a) linear.
b) trigonal plana.
c) tetraédrica.
d) piramidal.
e) octaédrica.
ELETRONEGATIVIDADE/POLARIDADE
DAS LIGAÇÕES E DAS MOLÉCULAS
6
6.1. Conceitos gerais
Já vimos que uma ligação covalente significa o compartilhamento de um par eletrônico entre
dois átomos:
Você pode observar
O álcool se mistura à água. O óleo não se mistura à água. Será isso um
simples capricho da natureza? A Química explica!
Cl x xx
x x
x x
ClH x H
Quando os dois átomos são diferentes, é comum um deles atrair o par eletrônico para o seu lado;
é o que acontece, por exemplo, na molécula HCl:
O cloro atrai o par eletrônico para si. Dizemos, por isso, que o cloro é mais eletronegativo que o
hidrogênio e que a ligação covalente está polarizada, ou seja, que se trata de uma ligação covalente
polar. É comum também representar-se esse fato da seguinte maneira:
x
x
x
x x
x x
ClH
Nessa representação, a flecha cortada indica o sentidode deslocamento do par eletrônico e os símbolos δ� e δ�
indicam os lados da molécula onde há menor e maior den-
sidade eletrônica, respectivamente. A molécula se comporta
então como um dipolo elétrico, apresentando o que se
convencionou chamar de cargas parciais positiva (δ�) e
negativa (δ�). A maior densidade eletrônica ao redor do
cloro também pode ser representada espacialmente, como
na figura �.
Evidentemente, quando os dois átomos são iguais, como
acontece nos exemplos iniciais (H2 e Cl2, esquema �), não
há razão para um átomo atrair o par eletrônico mais do que o
outro; temos, então, ligações covalentes apolares.
Sendo assim, podemos definir:
Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem de atrair para si o par eletrôni-
co que ele compartilha com outro átomo, numa ligação covalente.
ClH
δ�δ�
H Cl
δ� δ�
H K H Cl K Cl
A
B
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117
Capítulo 6 • LIGAÇÕES QUÍMICAS E GEOMETRIA MOLECULAR
Baseando-se em dados experimentais (medições), o cientista Pauling criou uma escala de
eletronegatividade, que representamos a seguir num esquema simplificado da Tabela Periódica:
8A
7A3A 4A 5A 6A
1A
2A
3B 4B 5B 6B 7B 8B 1B 2B
2,1
1,0
0,9
0,8
0,8
0,7
0,7
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
H
1,2
1,0
1,0
0,9
0,9
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
1,5
Sc
Y
La-Lu
1,3
1,2
1,0 1,2
1,5
1,4
1,3
Ti
Zr
Hf
V
Nb
Ta
1,6
1,6
1,5
Cr
Mo
W
1,6
1,8
1,7
Fe
Ru
Os
Co
Rh
Ir
Ni
Pd
Pt
Cu
Ag
Au
Zn
Cd
Hg
Ga
In
Tl
Al
B
Ge
Sn
Pb
Si
C
As
Sb
Bi
P
N
Se
Te
Po
S
O
Br
I
At
Cl
F
Mn
Tc
Re
2,0 2,5 3,0 3,5 4,0
1,5 1,8 2,1 2,5 3,0
1,5
1,9
1,9
1,8
2,2
2,2
1,9
2,2
2,2
1,9
2,2
2,2
1,9
1,9
2,4
1,6
1,7
1,9
1,6
1,7
1,8
1,8
1,8
1,9
2,0
1,9
1,9
2,4
2,1
2,0
2,8
2,5
2,2
A
um
en
to
 d
e 
el
et
ro
ne
ga
tiv
id
ad
e
Aumento de eletronegatividade
Ac-Lr
—
—
—
—
—
—
Rf Db Sg Bh Hs Mt
Kr
Xe
Rn
Ar
Ne
He
Ds Rg
Os elementos mais eletronegativos são os halogênios (especialmente o flúor, de eletronegatividade
igual a 4,0), o oxigênio e o nitrogênio. Os elementos das colunas B da Tabela Periódica têm
eletronegatividades que variam de 1,2 a 2,4.
É interessante notar que a eletronegatividade de cada elemento químico está relacionada com
seu potencial de ionização e sua eletroafinidade (ou afinidade eletrônica), já explicados à página 91,
no estudo das propriedades periódicas dos elementos. Consequentemente, a eletronegatividade é tam-
bém uma propriedade periódica, cujo aumento é indicado pelas setas no esquema simplificado da
Tabela Periódica dada ao lado, em que a parte azul-escura indi-
ca a localização dos elementos de maior eletronegatividade.
Podemos ainda dizer que, no sentido oposto das setas
indicadas ao lado, a eletropositividade dos elementos estará au-
mentando e atingirá seu máximo nos metais alcalinos, situados
na coluna 1A. Observe que os gases nobres foram “excluídos”
do esquema ao lado, pois não apresentam caráter negativo nem
caráter positivo.
6.2. Ligações polares e ligações apolares
Uma decorrência importante do estudo da eletronegatividade dos elementos é que, em função da
diferença de eletronegatividade (Δ) entre os átomos envolvidos, podemos classificar as ligações
covalentes em:
• Ligações apolares: são as que apresentam diferença de eletronegatividade igual a zero (ou
muito próxima de zero). Exemplos:
• Ligações polares: são as que apresentam diferença de eletronegatividade diferente de zero.
Exemplo:
H K Cl
I K F
2,1 → Δ � 3,0 � 2,1 � 0,93,0
2,5 (Note que essa ligação já é mais polar que a anterior.)4,0 → Δ � 4,0 � 2,5 � 1,5
Cl K Cl
3,0 → Eletronegatividade: → Δ � 3,0 � 3,0 � 03,0
H K Te K H
→ Δ � 2,1 � 2,1 � 02,1 2,1
Variação da eletronegatividade.
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118
• Fundamentos da Química
B
2,0
Cl 3,0
Cl
3,0
Cl
3,0
3,5
H
2,1
H
2,1(δ+)
(δ–)
O
N
(δ–)
(δ+)
H
H
H
Eletronegatividade:
N = 3,0; H = 2,1
BCl3
H2O
NH3
É preciso salientar o seguinte: quando a diferença de eletronegatividade ultrapassa o valor 1,7,
a atração de um dos átomos pelo par eletrônico é tão grande que o átomo rompe a ligação covalente,
tornando-a uma ligação iônica. Por exemplo:
Consequentemente, podemos afirmar que existe uma transição gradativa entre as ligações
covalentes e as iônicas, à proporção que o valor Δ aumenta. Podemos construir a seguinte tabela:
Resumindo:
Diferença de eletronegatividade (Δ) 0,0 0,5 1,0 1,6 1,7 2,0 2,5 3,0
Porcentagem de caráter iônico da ligação Zero 6% 22% 47% 51% 63% 79% 89%
Ligações predominantemente covalentes Ligações predominantemente iônicas
6.3. Moléculas polares e moléculas apolares
Surge, agora, uma pergunta importante: quando uma molécula tem ligações polares, ela será
obrigatoriamente polar? Nem sempre, como você poderá ver pelos exemplos seguintes.
A molécula BeH2 tem duas ligações polares, pois o hidrogênio é mais eletronegativo do que o berílio.
No entanto, considerando que a molécula é linear, a atração eletrônica do hidrogênio da esquerda é
contrabalançada pela atração do hidrogênio da direita, e como
resultado teremos uma molécula não-polar ou apolar. Uma
ligação covalente polar pode ser considerada um vetor mo-
mento dipolar e nesse caso a resultante final dos dois vetores
é nula.
A molécula BCl3 tem três ligações polares. No entanto a dis-
posição dos átomos na molécula faz com que os três vetores mo-
mento dipolar se anulem e, como resultado, a molécula é apolar.
A molécula da água (H2O) é angular. Consequentemente os
dois vetores não se anulam, e a molécula é polar; o lado onde
estão os hidrogênios é o mais eletropositivo (δ�); pelo contrário,
o lado do oxigênio é o mais eletronegativo (δ�).
A molécula do amoníaco (NH3), como vimos à página
112, tem a forma de uma pirâmide, e acima do nitrogênio
existe um par eletrônico livre (elétrons não-ligantes). Aqui tam-
bém os vetores momento dipolar não se anulam e, como re-
sultado, a molécula é polar — junto dos hidrogênios, a molé-
cula é mais eletropositiva (δ�); e, junto do par eletrônico li-
vre, ela é mais eletronegativa (δ�).
A molécula do tetracloreto de carbono (CCl4) tem forma
tetraédrica. Existem quatro ligações polares, mas os vetores se anu-
lam e, consequentemente, a molécula é apolar. No entanto basta-
ria trocar, por exemplo, um átomo de cloro por um de hidrogênio,
para que a nova molécula (CHCl3) fosse polar, isto é, quando os
vetores momento dipolar não se anulam a molécula é polar.
Ligações
Neste sentido, aumenta a
polaridade das ligaçõesPolares
Apolares
Covalentes
Iônicas
Na Cl
K F
0,9 3,0 → Δ � 3,0 � 0,9 � 2,1 (Ligação iônica)
0,8 4,0 → Δ � 4,0 � 0,8 � 3,2 (Ligação iônica)
BeH2
H
2,1
Be
1,5
H
2,1
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Capítulo 6 • LIGAÇÕES QUÍMICAS E GEOMETRIA MOLECULAR
Com base nesses exemplos, podemos concluir que a polari-
dade de uma molécula depende não só da polaridade de suas
ligações, mas também da forma geométrica da molécula.
Quando os vetores momento dipolar se anulam, ela será apolar.
Pelo contrário, quando os vetores momento dipolar não se anu-
lam, a molécula será polar.
As moléculas polares se orientam sob a ação de um campo
elétrico externo conforme as figuras:
C
Cl
Cl
Cl
Eletronegatividade:
C = 2,5; Cl = 3,5
ClCCl4
a) A ligação covalente polar ocorre quando o de elétrons é mais atraído por um dos da ligação.
b) Eletronegatividade é a de um átomo para si o eletrônico covalente.
c) Nas ligações apolares, a de eletronegatividade é ou próxima de .
d) Quando a diferença de eletronegatividade ultrapassa , a ligação adquire o caráter .
e) O momento dipolar depende da de e da entre os átomos.
f) Uma molécula será apolar se osvetores se .
REVISÃO
Sem a ação do campo elétrico, as
moléculas polares se dispõem ao acaso.
+
–
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� �
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Sob a ação do campo elétrico, as moléculas polares se
orientam, procurando voltar seu lado positivo na direção
das cargas negativas do campo elétrico e vice-versa.
A medida da polaridade das moléculas é feita pelo chama-
do momento dipolar, que é representado pela letra gregra μ
(mi) e que depende da diferença de eletronegatividade e da dis-
tância entre os átomos da ligação. Temos então a fórmula:
μ � δd
É importante ainda comentar que a polaridade das moléculas
influi nas propriedades das substâncias. Um exemplo importante é
o da miscibilidade (ou solubilidade) das substâncias. A água e o
álcool comum, que são polares, misturam-se em qualquer propor-
ção. A gasolina e o querosene, que são apolares, também se mistu-
ram em qualquer proporção. Já a água (polar) e a gasolina (apolar)
não se misturam. Desses conceitos decorre a seguinte regra prática:
Substância polar tende a se dissolver em outra substância polar e substância apolar
tende a se dissolver em outra substância apolar. Ou, de forma mais resumida, “semelhante
dissolve semelhante”.
A água e a gasolina não se misturam porque
suas moléculas diferem na polaridade.
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• Fundamentos da Química
Você pode fazer
Não cheire nem experimente substâncias desconhecidas.
Cuidado com as substâncias tóxicas e/ou inflamáveis.
Cuidado com respingos na pele e nos olhos.
Desvio de um filete líquido
Material necessário:
• Uma bureta de vidro (das usadas em titulo-
metria).
• Alguns líquidos diferentes (água, óleo de co-
zinha, querosene etc.).
• Um pente (ou régua) de plástico ou um bas-
tão de ebonite etc.
• Uma flanela (ou pano de algodão, lã, camur-
ça, feltro etc.).
Procedimento:
• Encha a bureta com água.
• Abra um pouco a torneira, de modo a obter
o escoamento da água na forma de um filete
fino, mas contínuo.
• Atrite o pente na flanela.
• Aproxime o pente do filete de água (sem en-
costar na água).
• Observe o que ocorre com o filete de água.
• Repita o experimento com outros líquidos e
com outros tipos de atritamento.
Questões:
1. O que ocorre nos experimentos executados?
2. Há diferença de comportamento entre líqui-
dos diferentes?
3. Há diferença no uso de materiais diversos na
etapa do atrito?
4. Como são explicados os fenômenos obser-
vados?
EXERCÍCIOS
EXERCÍCIO RESOLVIDO
52 (UFF-RJ) Com base nas diferenças de eletronegatividade
apresentadas no quadro abaixo, classifique as ligações
indicadas conforme sejam iônicas, covalentes polares
ou covalentes apolares. Justifique sua classificação.
a) Ligação Al K F no fluoreto de alumínio.
b) Ligação H K Cl no ácido clorídrico.
c) Ligação N K Cl no cloreto de nitrogênio.
d) Ligação Rb K Cl no cloreto de rubídio.
Resolução
Considerando os valores dados na tabela acima, te-
mos:
a) Na ligação Al K F: Δ � 4,0 � 1,5 � 2,5 � 1,7
(ligação iônica)
b) Na ligação H K Cl: Δ � 3,0 � 2,1 � 0,9 �1,7
(ligação covalente polar)
Elemento Eletronegatividade
Rb 0,8
Al 1,5
H 2,1
Cl 3,0
N 3,0
F 4,0
c) Na ligação N K Cl: Δ � 3,0 � 3,0 � 0
(ligação covalente apolar)
d) Na ligação Rb K Cl: Δ � 3,0 � 0,8 � 2,2 � 1,7
(ligação iônica)
53 (Cesgranrio-RJ) Arranje, em ordem crescente de caráter
iônico, as seguintes ligações do Si: Si K C, Si K O,
Si K Mg, Si K Br.
a) Si K Mg, Si K C, Si K Br, Si K O
b) Si K C, Si K O, Si K Mg, Si K Br
c) Si K C, Si K Mg, Si K O, Si K Br
d) Si K C, Si K O, Si K Br, Si K Mg
e) Si K O, Si K Br, Si K C, Si K Mg
54 (UFPE) As ligações químicas nas substâncias K (s), HCl (g),
KCl (s) e Cl2 (g), são, respectivamente:
a) metálica, covalente polar, iônica, covalente apolar.
b) iônica, covalente polar, metálica, covalente apolar.
c) covalente apolar, covalente polar, metálica, covalente
apolar.
d) metálica, covalente apolar, iônica, covalente polar.
e) covalente apolar, covalente polar, iônica, metálica.
55 (UMC-SP) Considere os elementos A, B e C e seus núme-
ros atômicos (A: Z � 17; B: Z � 33; C: Z � 50).
a) Indique o número de elétrons de valência de cada ele-
mento e identifique os grupos da Tabela Periódica a
que pertencem os três elementos.
b) Indique qual dos três elementos tem maior eletrone-
gatividade. Se o elemento A se combina com o ele-
mento B, qual é a fórmula molecular provável do com-
posto que se forma? Justifique as respostas.
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Capítulo 6 • LIGAÇÕES QUÍMICAS E GEOMETRIA MOLECULAR
EXERCÍCIO RESOLVIDO
56 (Unicenp-PR) A civilização moderna, com o seu con-
sumo crescente de energia, que se utiliza da queima
de carvão por usinas termoelétricas, de combustí-
veis fósseis derivados do petróleo, como gasolina e
querosene, está fazendo aumentar a quantidade de
dióxido de carbono na atmosfera, causando o efeito
estufa. A respeito do dióxido de carbono, é correto
afirmar que:
a) é uma substância polar, constituída de ligações
covalentes polares.
b) é uma substância apolar, constituída de ligações
covalentes polares.
c) é uma substância apolar, constituída de ligações
covalentes apolares.
d) é uma substância apolar, constituída de ligações
iônicas.
e) é uma substância polar, constituída de ligações
covalentes apolares.
Resolução
A molécula do dióxido de carbono (CO2) é linear
(O L C L O). As ligações entre o carbono e os oxi-
gênios são polares; no entanto, como os vetores mo-
mento dipolar se anulam, a molécula é apolar — o
que equivale a dizer que a substância CO2 é apolar.
Alternativa b
57 (Unifor-CE) Dadas as fórmulas P4, KF, N2, HCl e H2Se,
representam substâncias de molécula apolar:
a) P4 e HCl c) KF e P4 e) KF e H2Se
b) N2 e P4 d) HCl e H2Se
58 (Mackenzie-SP) A alternativa que apresenta somente
moléculas polares é:
Dados:
Número atômico:
H � 1; C � 6; N � 7; O � 8; P � 15; S � 16; Cl � 17
Tabela de eletronegatividade:
F � O � Cl � N � Br � I � C � S � P � H
a) N2 e H2 c) PH3 e CO2 e) CH4 e HCl
b) H2O e NH3 d) H2S e CCl4
59 (UFRGS-RS) Nas séries seguintes, a que contém o con-
junto de compostos mais predominantemente iônicos é:
a) Al2S3 CaBr2 KF d) CuO BaS NaCl
b) SnO2 SnO K2O e) CsF KF RbBr
c) AlCl3 CaCl2 MgSe
60 (Unicap-PE) Qual dos compostos seguintes apresenta
maior caráter covalente?
a) KBr c) CaBr2 e) BeBr2
b) NaBr d) MgBr2
EXERCÍCIO RESOLVIDO
61 (Fuvest-SP) Qual das moléculas tem maior momento
dipolar: a) H2O ou H2S?; b) CH4 ou NH3? Justifique.
Resolução
a) A molécula H2O apresenta maior momento
dipolar, porque, apesar de as duas moléculas (H2O
e H2S) serem angulares, a polaridade da ligação
H K O é maior do que a da H K S.
b) A molécula NH3 apresenta maior momento
dipolar, porque a estrutura do CH4 é um tetraedro
regular e, portanto, a molécula é apolar, enquan-
to o NH3, de geometria piramidal, tem momento
dipolar diferente de zero.
62 (UFRGS-RS) O momento dipolar é a medida quantitativa
da polaridade de uma ligação. Em moléculas apolares, a
resultante dos momentos dipolares referentes a todas as
ligações apresenta valor igual a zero. Entre as substâncias
covalentes abaixo
I. CH4 II. CS2 III. HBr IV. N2
quais as que apresentam a resultante do momento dipolar
igual a zero?
a) Apenas I e II. d) Apenas I, II e IV.
b) Apenas II e III. e) I, II, III e IV.
c) Apenas I, II e III.
EXERCÍCIO RESOLVIDO
63 (Fatec-SP) São dados os números atômicos: H � 1,
O � 8; C � 6; Cl � 17; S � 16. Indique o par de
substâncias polares:
a) H2O e CO2 c) SO2 e CH4 e) CH4 e H2O
b) CCl4 e CH4 d) H2O e CCl3H
Resolução
Neste teste encontramos a água, que é polar, e a
substância CCl3H, cuja molécula é um tetraedro ir-
regular. A polaridade da ligação C K H é diferentedas ligações C K Cl. Em consequência, os vetores
momento dipolar não se equilibram e a molécula
será polar.
Alternativa d
C
Cl
H
Cl
Cl
64 (Fuvest-SP) O carbono e o silício pertencem à mesma
família da Tabela Periódica.
a) Qual o tipo de ligação existente no composto SiH4?
b) Embora a eletronegatividade do silício seja 1,7 e a do
hidrogênio 2,1, a molécula do SiH4 é apolar. Por quê?
65 (UEPG-PR) Considerando que a forma geométrica da
molécula influi na sua polaridade, assinale a alternativa
que contém apenas moléculas apolares.
a) BeH2 e NH3 d) HBr e CO2
b) BCl3 e CCl4 e) H2S e SiH4
c) H2O e H2
66 (PUC-RS) O dióxido de carbono possui molécula apolar,
apesar de suas ligações carbono-oxigênio serem polari-
zadas. A explicação está associada ao fato de:
a) a geometria da molécula ser linear.
b) as ligações ocorrerem entre ametais.
c) a molécula apresentar dipolo.
d) as ligações ocorrerem entre átomos de elementos di-
ferentes.
e) as ligações entre os átomos serem de natureza
eletrostática.
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• Fundamentos da Química
67 (Ufac) As espécies químicas O2, NaCl, HCl e Al apresen-
tam, respectivamente, ligações:
a) covalente apolar, iônica, covalente polar e metálica.
b) covalente apolar, covalente polar, iônica e metálica.
c) iônica, covalente apolar, covalente polar e metálica.
d) metálica, covalente polar, iônica e covalente apolar.
e) covalente polar, iônica, covalente apolar e metálica.
68 (PUC-MG) As moléculas apolares de ligações polares são:
a) CH4 e NH3 c) BF3 e CS2 e) CHCl3 e NO
b) O2 e N2 d) CO2 e H2
69 (UFF-RJ) A capacidade que um átomo tem de atrair elé-
trons de outro átomo, quando os dois formam uma liga-
ção química, é denominada eletronegatividade. Esta é
uma das propriedades químicas consideradas no estudo
da polaridade das ligações.
Consulte a Tabela Periódica e assinale a opção que apre-
senta, corretamente, os compostos H2O, H2S e H2Se em
ordem crescente de polaridade.
a) H2Se � H2O � H2S d) H2O � H2Se � H2S
b) H2S � H2Se � H2O e) H2Se � H2S � H2O
c) H2S � H2O � H2Se
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
70 (UFRGS-RS) A alternativa que apresenta, respectivamen-
te, exemplos de substâncias com ligação iônica, covalente
polar, covalente apolar e metálica é:
a) AgCl, O2, H2, Fe2O3 d) BF3, Br2, HF, Mn
b) BeCl2, CO2, CH4, Fe e) MgO, H2O, I2, Al
c) Ca(OH)2, HCl, O3, SiC
71 (Unirio-RJ) Uma substância polar tende a se dissolver em
outra substância polar. Com base nesta regra, indique
como será a mistura resultante após a adição de bromo
(Br2) à mistura inicial de tetracloreto de carbono (CCl4) e
água (H2O).
a) Homogênea, com o bromo se dissolvendo completa-
mente na mistura.
b) Homogênea, com o bromo se dissolvendo apenas no
CCl4.
c) Homogênea, com o bromo se dissolvendo apenas na
H2O.
d) Heterogênea, com o bromo se dissolvendo principal-
mente no CCl4.
e) Heterogênea, com o bromo se dissolvendo principal-
mente na H2O.
7 OXIRREDUÇÃO
O fogo é o exemplo mais comum de oxirredução: quando um ma-
terial qualquer entra em combustão, ele reage com o oxigênio do ar, e
nessa reação ocorre oxirredução. O fenômeno da oxirredução também
está presente quando o ferro enferruja, quando as calças jeans descoram,
quando se descolorem os cabelos com água oxigenada, quando as pilhas
e acumuladores produzem eletricidade e em muitas outras situações.
Do ponto de vista da estrutura da matéria, a oxirredução é apenas
a transferência de elétrons entre átomos. Considerando que acaba-
mos de estudar as ligações químicas — nas quais ocorre troca ou
compartilhamento de elétrons —, torna-se bastante oportuno deta-
lhar o fenômeno da oxirredução, partindo dos conceitos apresentados.
7.1. Conceitos de oxidação e redução
Na formação de uma ligação iônica, um dos átomos cede definitivamente elétrons para o outro.
Por exemplo:
Você pode observar
Uma floresta se incendeia. Uma grade de ferro enferruja. Uma maçã cortada
escurece. Esses são acontecimentos comuns no dia-a-dia. Como explicá-los?
Na
� �
ClNax xCl
Dizemos, então, que o sódio sofreu oxidação (perda de elétrons) e o cloro sofreu redução (ganho
de elétrons). Evidentemente, os fenômenos de oxidação e de redução são sempre simultâneos e cons-
tituem a chamada reação de oxirredução ou redox.
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Capítulo 6 • LIGAÇÕES QUÍMICAS E GEOMETRIA MOLECULAR
O significado primitivo da palavra oxidação foi o de reação com o oxigênio, como neste exemplo:
Nesse caso, o ferro também se oxidou (ou, em linguagem comum, enferrujou).
Primitivamente, a palavra redução significou volta ao estado inicial; de fato, invertendo-se a
reação anterior, o ferro volta à forma metálica inicial — isto é, se reduz.
Resumindo, dizemos atualmente que:
Oxidação é a perda de elétrons.
Redução é o ganho de elétrons.
Reação de oxirredução é aquela em que há transferência de elétrons.
Nos exemplos anteriores, o cloro e o oxigênio são chamados oxidantes, porque provocaram as
oxidações do sódio e do ferro, respectivamente. Ao contrário, o sódio e o ferro são chamados reduto-
res, porque provocaram as reduções do cloro e do oxigênio, respectivamente. Generalizando:
Oxidante é o elemento (ou substância) que provoca oxidação (ele próprio se reduz).
Redutor é o elemento (ou substância) que provoca redução (ele próprio se oxida).
7.2. Conceito de número de oxidação
No caso dos compostos iônicos, chama-se número de oxidação (Nox.) a própria carga elétrica
do íon, ou seja, o número de elétrons que o átomo perdeu ou ganhou. Por exemplo:
Fe
2� 2�
OFe xxxx O
E no caso dos compostos covalentes? Nesse caso, não há um átomo que perca e outro que ganhe
elétrons, já que os átomos estão compartilhando elétrons. Entretanto podemos estender o conceito de
número de oxidação também para os compostos covalentes, dizendo que seria a carga elétrica teórica
que o átomo iria adquirir se houvesse quebra da ligação covalente, ficando os elétrons com o
átomo mais eletronegativo. Por exemplo, já sabemos que no HCl o cloro é mais eletronegativo que o
hidrogênio e, em consequência, atrai o par eletrônico covalente para si.
Se, por influência de alguma força externa, houver a ruptura dessa ligação, é evidente que o par
eletrônico ficará com o cloro, ou seja:
x
x
x
x x
x x
ClH ClHou
δ�δ�
Em vista dessa possibilidade, dizemos que:
H �
� �
Clx ClxH
Você poderá calcular os números de oxidação dos elementos que formam uma molécula, consul-
tando a tabela de eletronegatividade (página 117) e contando os números de elétrons ganhos ou
perdidos por cada átomo. Por exemplo, para a água:
• no HCl
para o hidrogênio: Nox. � �1
para o cloro: Nox. � �1
Note que o oxigênio, sendo mais eletronegativo que o hidrogênio, ficou com 2 elétrons (1 de cada
hidrogênio); logo, Nox. � �2. Por outro lado, cada hidrogênio perdeu 1 elétron (Nox. � �1).
• no Na�Cl�
para o Na�: Nox. � �1
• no Fe2�O2�
para o Fe2�: Nox. � �2
para o Cl�: Nox. � �1 para o O
2�: Nox. � �2
H HO xx
para cada hidrogênio: Nox. � �1
para o oxigênio: Nox. � �2
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• Fundamentos da Química
Resumindo, podemos dizer que:
Nos compostos iônicos, o número de oxidação é a carga elétrica do íon. Nos compos-
tos covalentes, o número de oxidação é a carga elétrica que o átomo iria adquirir se houves-
se ruptura da ligação covalente, ficando os elétrons com o átomo mais eletronegativo.
De certa maneira, o conceito de número de oxidação substitui o antigo conceito de valência,
criado na metade do século XIX, como explicamos à página 98.
Dado o conceito de número de oxidação, podemos ampliar o conceito de oxidação e redução,
dizendo que:
Oxidação é a perda de elétrons