LIGAÇÃO COVALENTE

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De acordo com Lewis, a ligação química 
covalente é caracterizada pelo compartilhamento 
de elétrons entre átomos. 
A tendência é que os átomos adquiram 
configuração eletrônica de um gás nobre, com 
oito elétrons no nível de valência ➞ regra do 
octeto. 
De acordo com a IUPAC ➞ região com 
densidade eletrônica alta entre os núcleos, que 
surge, pelo menor em parte, do 
compartilhamento de elétrons e dá origem a 
uma força de atração e a uma distância 
internuclear características ➞ Engloba a ideia de 
Lewis e acrescenta a ideia de força de atração 
e distância nuclear. 
Na ligação covalente existe: 
 Forças atrativas entre o núcleo e os 
elétrons 
 Forças repulsivas: Elétron-elétron; 
Núcleo-núcleo 
Representação das Moléculas 
Moléculas Diatômicas 
 1º passo ➞ Determinar o número total de 
elétrons de valência para a molécula. 
 2º passo ➞ Ligar os átomos: um traço 
representa um par de elétrons 
compartilhados. 
 3º passo ➞ Colocar os elétrons 
restantes, aos pares, nos átomos que 
estão ligados. 
 Uma outra forma de representação é 
deixar o par de elétrons ligantes 
explícitos, entretanto, a outra forma de 
representação é mais aceita pela IUPAC. 
 
http://beatrizsousa99.blogspot.com/2013/12/reepresentacao-das-ligacoes-
numa.html 
 4º passo ➞ Verificar se os dois átomos 
completaram o octeto. 
 5º passo ➞ Se necessário, redistribuir os 
elétrons até que cada átomo complete o 
octeto. 
Ordem e Ligação 
Indica o número de pares de elétrons 
compartilhados entre os dois átomos. 
OL = número de pares de elétrons 
compartilhados entre os átomos X e Y/ 
número mínimo de interações que mantém 
os átomos X e Y unidos 
 Quando tratamos de moléculas diatômicas 
o denominador será 1. 
 Quando tratamos de moléculas 
poliatômicas o denominador irá variar - o 
denominador será o número de 
interações. 
Obs: Interação é diferente de ligação! 
Ex: 
 CL2 
1 elétron sendo compartilhado/1 = 1 ➞ Ligação 
simples. 
http://beatrizsousa99.blogspot.com/2013/12/reepresentacao-das-ligacoes-numa.html
http://beatrizsousa99.blogspot.com/2013/12/reepresentacao-das-ligacoes-numa.html
 O2 
2 elétrons sendo compartilhados/1 = 2 ➞ 
Ligação Dupla. 
Cargas Formais 
Carga que um átomo teria se as ligações fossem 
perfeitamente covalentes e o átomo tivesse 
exatamente a metade dos elétrons 
compartilhados nas ligações. 
CF = Ev – ( 1/2Epc + Epi) 
Ev ➞ Elétrons de valência 
Epc ➞ Elétrons dos pares compartilhados 
Epi ➞Elétrons dos pares isolados. 
Carga formal é calculada para cada átomo da 
molécula. 
 H – H 
CF = 1 (camada de valência do H) – (1/2 * 2 (2 
elétrons envolvidos no compartilhamento) +0) = 
0 
Quando a carga formal for 0 temos uma 
estrutura estável! 
 Cl2 
CF = 7 – (1/2 * 2 + 6) = 0 
Regras Importantes para o uso das cargas 
formais 
A soma das cargas formais dos átomos é igual à 
carga elétrica da molécula ou íon. 
Em relação as cargas formais, não são 
eletricamente favoráveis: 
 Cargas iguais em átomos que formam 
uma ligação química. 
 Cargas opostas em átomos separados 
por duas ligações químicas. 
 Cargas múltiplas em qualquer átomo. 
 Cargas em desacordo com 
eletronegatividade 
Moléculas Poliatômicas 
 1º passo ➞ Determinar o número total de 
elétrons de valência para a molécula 
(considerando a carga elétrica). 
 2º passo ➞ Escolher átomo central (com 
menor de energia de ionização; forma o 
maior número de ligações). 
 3º passo ➞ Ligar o átomo central aos 
átomos terminais: um traço representa 
um par de elétrons compartilhados. 
 4º passo ➞ colocar os elétrons 
restantes, aos pares, nos átomos 
terminais. Se ainda sobrar elétrons, 
coloca-los no átomo central. 
 5º passo ➞ Verificar se os dois átomos 
completaram o octeto. 
 6º passo ➞ Se necessário, redistribuir os 
elétrons até que cada átomo complete o 
octeto. 
 
 
https://www.todoestudo.com. br/quimica/estrutura-de-lewis 
Espécies que não obedecem a 
regra do octeto 
 Espécies radicalares ➞ NO 
 Espécies que apresentam um 
elétron desemparelhado são 
denominadas de radicais. 
 As espécies radicalares, 
geralmente, possuem contagem 
total de elétrons ímpar. 
 As espécies radicalares são muito 
reativas e estão envolvidas em 
processos de degradação da 
https://www.todoestudo.com.br/quimica/estrutura-de-lewis
camada de ozônio, deterioração 
de alimentos e o envelhecimento 
 Espécies deficientes em elétrons ➞ BF3 
e BeF2 
 Átomos localizados nos grupos 2 
e 13 da Tabela Periódica formam 
estruturas estáveis com menos de 
8 elétrons. 
 Expansão do Octeto 
 Átomos localizados a partir do 3º 
período da Tabela Periódica 
podem acomodar mais de 8 
elétrons (expansão do octeto) 
Ligação Covalente: Energia e 
comprimento de ligação 
 
https://blogdorafaelmori.wordpress.com/2019/11/06/estrutura-da-materia-10-ligacoes-e-
interacoes-conceitos-basicos/ 
Em gráficos, podemos observar que: 
 A medida que os átomos se aproximam 
e começam a ter uma interação núcleo-
elétron, ou seja, a formação de uma 
ligação química, a energia do sistema 
tende a diminuir até chegar um ponto de 
mínimo. 
 Entretanto, caso esses átomos se 
aproximem ainda mais é observado que 
a energia do sistema aumenta de maneira 
muito rápida. 
Assim, no gráfico podemos identificar 3 regiões: 
 A região da direita na qual prevalece a 
energia de atração. 
 A região de mínimo que caracteriza a 
formação da ligação química ➞ nesse 
ponto as forças atrativas são maiores que 
a energia repulsiva. 
 A região do aumento rápido de energia 
em função do aumento da energia de 
repulsão. 
Informações Importantes: 
 Energia de Dissociação ➞ energia 
necessária para separar átomos ligados 
 A força da ligação química é medida pela 
energia de dissociação (Ed). 
 Comprimento da Ligação Química ➞ 
Valor encontrado no eixo de distância (x) 
quando na região mínima. Ele evidencia a 
distância entre os núcleos quando a 
molécula é formada. 
Podemos interpretar as forças das ligações 
químicas observando as regiões de mínimo e 
comprimento de ligação. 
Maior região de mínimo ➞ Maior a força. 
Maior o comprimento de ligação ➞ Menor a 
força. 
Fatores que afetam a energia 
de dissociação 
 Pares eletrônicos isolados estão 
relacionados com a fragilidade da ligação 
➞ esses elétrons irão repelir o par 
eletrônico compartilhado. 
 Variação de raio também está relacionada 
a força da ligação ➞ Raios maiores estão 
ligados a comprimento de ligação maior e 
isso implica em uma ligação mais baixa. 
https://blogdorafaelmori.wordpress.com/2019/11/06/estrutura-da-materia-10-ligacoes-e-interacoes-conceitos-basicos/
https://blogdorafaelmori.wordpress.com/2019/11/06/estrutura-da-materia-10-ligacoes-e-interacoes-conceitos-basicos/
 A ordem de ligação não pode ser usada 
para comparar a força de ligações 
químicas diferentes. 
Variação do comprimento de 
ligação 
 O comprimento de ligação é a soma do 
raio do átomo A + soma do raio do 
átomo B 
Ressonância 
é característica de estruturas que possuem o 
mesmo arranjo de átomos (mesma 
conectividade) e diferentes arranjos de elétrons. 
Os elétrons são deslocalizados na molécula e isso 
diminui sua energia. 
Algumas moléculas podem ser representadas 
por mais de uma estrutura de Lewis. 
 
https://www.fcav.unesp.br/Home/departamentos/tecnologia/LUCIANAMARIASARAN/g
abarito-da-2-avaliacao-de-quimica-geral.pdf 
Basicamente, o que está alterado nas estruturas 
apresentadas é a distribuição de elétrons nas 
representações. 
Essas estruturas estão intercomunicadas por 
uma seta dupla que caracteriza a existência de 
ressonância equivalente. 
Identificação de ressonâncias 
Por meio das cargas formais 
CF = 6 – (1/2* 2 + 6) = -1 
CF = 6 – (1/2 * 6 +2) = +1 
CF= 6 – (1/2 * 4 +4 ) = 0 
CF= 6 – (1/2 * 4 +4 ) = 0 
CF = 6 – (1/2 * 6 +2) = +1 
CF = 6 – (1/2* 2 + 6) = -1 
Por meio da ordem de ligação: 
OL = 3/2 = 1,5Ordem de ligação fracionada é um indício de 
estruturas de ressonância. 
Comprimento de ligações 
O valor de comprimento de onda não tem 
caráter de ligação simples nem dupla, mas sim 
um caráter intermediário. 
 
https://www.respondeai.com.br/conteudo/ligacoes-covalentes/exercicios/representa-
todas-formas-ressonancia-ion-s-4866 
 Não é possível representar a estrutura 
real do íon perclorato por meio de uma 
estrutura de íon 
 Na representação, escolha a estrutura 
que contribua mais para o estado híbrido 
de ressonância. ➞ Apresenta mais 
cargas formais igual a 0 e carga formal 
negativa no átomo mais eletronegativo. 
Eletronegatividade 
Propriedade definida por Pauling e que expressa 
a capacidade de atração dos elétrons exercida 
por um átomo que participa de uma ligação. 
A escala de eletronegatividade introduzida por 
Pauling é a mais conhecida. Nela a diferença 
relativa de eletronegatividade é definida com 
base na energia de dissociação das ligações (Ed) 
https://www.fcav.unesp.br/Home/departamentos/tecnologia/LUCIANAMARIASARAN/gabarito-da-2-avaliacao-de-quimica-geral.pdf
https://www.fcav.unesp.br/Home/departamentos/tecnologia/LUCIANAMARIASARAN/gabarito-da-2-avaliacao-de-quimica-geral.pdf
https://www.respondeai.com.br/conteudo/ligacoes-covalentes/exercicios/representa-todas-formas-ressonancia-ion-s-4866
https://www.respondeai.com.br/conteudo/ligacoes-covalentes/exercicios/representa-todas-formas-ressonancia-ion-s-4866
XA – XB = √(Ed(A-B) – ½ [ Ed (A-A) + Ed (B-
B)]) 
A escala é escolhida de modo que a 
eletronegatividade do hidrogênio seja Xh= 2,1. Há 
dificuldade na escolha do sinal da raiz quadrada, 
que determina o sinal XA-XB. Paulin fez essa 
escolha intuitivamente. Há várias escalas 
conhecidas. Muliken correlaciona a energia de 
ionização (EI) e afinidade eletrônica dos átomos 
(AE). 
X = ½ (EI + AE) 
 Quando a diferença de eletronegatividade 
for maior que 0 a molécula é polar. 
 Quando a diferença de eletronegatividade 
for 0 a molécula é apolar. 
Modelo RPENV e a geometria 
das moléculas. 
A geometria de uma molécula é definida pelo 
arranjo tridimensional de seus átomos e isso não 
inclui apenas a forma da molécula, mas os 
ângulos e comprimentos de ligação. 
Diversas propriedades são influenciadas pela 
geometria 
 Polaridade. (solubilidade, temperatura de 
fusão e de ebulição) 
 Magnetismo 
 Reatividade 
 Atividade Biológica (modelo chave e 
fechadura ➞ chave deve ter uma 
geometria específica para interagir com o 
ciclo ativo) 
A estrutura de Lewis mostra a distribuição dos 
elétrons, mas não a geometria. Assim, o modelo 
RENV nos auxilia na identificação dessa 
geometria. 
Princípios desse Modelo 
1º Ligações químicas e pares de elétrons isolados 
tendem a se repelir. (Regiões com alta 
concentração de elétrons – domínio eletrônico) 
2º A geometria em volta do átomo central será 
aquela que minimizar a repulsão entre os 
domínios. 
3º Ligações múltiplas são consideradas como um 
domínio eletrônico, assim como ligações simples. 
Tipos de Geometria 
Linear 
 Moléculas formadas por duas espécies 
sempre terão geometria linear. 
 Moléculas formada por 3 espécies terão 
geometria linear se o átomo central não 
apresentar par de elétrons livres. 
 O ângulo dessa geometria é 180º 
 Se os átomos ligados ao átomo central 
forem iguais vamos ter um composto 
apolar, se forem diferentes polar. 
Angular 
 Moléculas formadas por 3 espécies terão 
geometria angular se o átomo central 
apresentar par de elétrons livres. 
 Ângulos < 109,5.. 
 Sempre polares 
Trigonal plana 
 Moléculas formadas por 4 átomos terão 
geometria trigonal plana se o átomo 
central não apresenta pares de elétrons 
livres. 
 O ângulo dessa geometria é 120º. 
 Se os átomos ligados ao átomo central 
forem iguais vamos ter um composto 
apolar, se forem diferentes polar 
Piramidal 
 Moléculas formadas por 4 átomos terão 
geometria piramidal se o átomo central 
apresentar par de elétrons livres. 
 Ângulos < 109,5.. 
 Sempre polares 
Tetraédrica 
 Moléculas formadas por 5 átomos 
sempre serão tetraédricas. 
 O ângulo dessa geometria é 109,5º. 
 Se os átomos ligados ao átomo central 
forem iguais vamos ter um composto 
apolar, se forem diferentes polar 
Bi-piramidal trigonal 
 Moléculas formadas por 6 átomos 
sempre terão essa geometria. 
 O ângulo dessa molécula é 120º na parte 
de 3 e 90º nos dois do externo. 
 Se os átomos ligados ao átomo central 
forem iguais vamos ter um composto 
apolar, se forem diferentes polar 
Octaédrico 
 Moléculas formadas por 7 átomos 
sempre terão essa geometria. 
 O ângulo dessa molécula é 90º.. 
 Se os átomos ligados ao átomo central 
forem iguais vamos ter um composto 
apolar, se forem diferentes polar 
Geometria gangorra, t e piramidal 
são sempre polares 
Polaridade e Cargas Parciais 
 Moléculas diatômicas homonucleares, o 
compartilhamento de elétrons é igual ➞ 
apolar. 
 Em moléculas diatômicas 
heteronucleares, o átomo mais 
eletronegativo tenderá a atrair mais 
elétrons paira si, apresentando uma carga 
parcial negativa. 
Quantificação da polaridade de 
uma molécula 
Momento dipolar elétrico ( μ) = carga q * 
distância r 
Carga q = cargas parciais 
SI ➞ C.M 
1 D ➞ 3,336*10^-30C.m 
 Menor a diferença de eletronegatividade, 
menor será o momento dipolar associado.. 
Calculo de Cargas Parciais. 
 Utilização do cálculo exposto 
anteriormente. 
Representação do dipolo 
 Seta aponta para carga parcial positiva 
Polaridade de Moléculas 
Complexas 
 Isômeros cis ➞ polares. 
 Isômeros trans ➞apolares. 
 Molécula de Ozônio➞ Densidade do 
átomo de oxigênio central é diferente da 
densidade dos oxigênios das 
extremidades. ➞polaridade. 
 
https://cienciaemacao.com.br/exercicios-sobre-geometria-molecular/ 
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