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• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer
perder ou ganhar um elétron para formar um octeto.
• Em se tratando de ligação entre átomos similares , eles
compartilham pares de elétrons para que cada um atinja o
octeto.
• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação
química.
• Por exemplo: H + H  H2 tem 2 elétrons conectando os
dois núcleos de H.
Ligação Covalente

Ligação Covalente na Molécula H2
(a)Atrações e repulsões entre
elétrons e núcleo na molécula
de hidrogênio.
(b) Distribuição eletrônica na
molécula de hidrogênio. A
concentração de densidade
eletrônica entre os núcleos leva
a uma força de atração líquida
que constitui a ligação covalente
que mantém a molécula unida.

Estruturas de Lewis
• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de
Lewis dos elementos:
• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é
representado por uma única linha:
Cl + Cl Cl Cl
Cl Cl H F
H O
H
H N H
H
C
H
H
H
H
Ligação Covalente em Várias Moléculas

Ligações Múltiplas
• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre
dois átomos (ligações múltiplas):
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (CO2);
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o
número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
H H O O N N
Ligação Covalente Simples e Múltipla
N-N N=N N≡N
1,47Å 1,24Å 1,10Å
O=C=O

1. Some os elétrons de valência de todos os átomos.
2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais
átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação
simples.
3. Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central.
4. Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central.
5. Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo
central um octeto, tente ligações múltiplas.
Desenhando as Estruturas
de Lewis

1-Some os elétrons de valência de todos os átomos. (Detalhes)
Use a tabela periódica quando necessário para ajudá-lo a
determinar o número de elétrons de valência em cada átomo.
Para um ânion adicione um elétron para cada carga negativa.
Para um cátion, subtraia um elétron para cada carga positiva.
Não se preocupe em lembrar a origem dos elétrons.
Apenas o nº total de elétrons é importante.
Desenhando as Estruturas de Lewis

2- Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar
quais átomos estão ligados entre si e una-os com uma
ligação simples
As fórmulas químicas são geralmente escritas na ordem nas
quais os átomos estão ligados na molécula ou íon como o
HCN.
Quando um átomo central tem um grupo de outros átomos
ligados a ele, átomo central normalmente é escrito primeiro,
como em [CO3]2- e SF4.
Lembre-se que o átomo central é, em geral, menos
eletronegativo que os átomos ao seu redor.
Em outros casos maiores informações são necessárias.

Carga Formal
• É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis
obedecendo-se a regra do octeto para todos os
átomos.
• Para determinar qual estrutura é mais razoável,
usamos a carga formal.
• A carga formal é a carga que um átomo teria em
uma molécula se todos os outros átomos tivessem a
mesma eletronegatividade.

Carga Formal
• Para calcular a carga formal:
• Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) são
atribuídos ao átomo no qual estão localizados.
• Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo
em uma ligação.
• A carga formal (CF) é:
CF = elétrons de valência – elétrons atribuídos ao átomo na estrutura de
Lewis
de Lewis

Carga formal
• Considere:
• Para o C:
• Existem 4 elétrons de valência (pela tabela periódica).
• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e
3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de
Lewis.
• Carga formal: 4 - 5 = -1.
C N
de Lewis

Carga formal
• Considere:
• Para o N:
• Existem 5 elétrons de valência.
• Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e
3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de
Lewis.
• Carga formal = 5 - 5 = 0.
• Escrevemos:
C N
C N
de Lewis

Assim, as carga formais nos átomos, na estrutura de
Lewis, do ânion cianeto são:
C N
Carga Formal
-1 0
Escrevemos

• A estrutura mais estável tem:
• a carga formal mais baixa em cada átomo,
• a carga formal mais negativa nos átomos mais eletronegativos.
O = C = O O – C ≡ O
e- valência: 6 4 6 6 4 6
e- atr. ao átomo 6 4 6 7 4 5
Carga formal: 0 0 0 -1 0 +1
Carga Formal
:
..
..
..
..
..
.. :

• Algumas moléculas não são bem representadas
pelas estruturas de Lewis.
• Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas ligações
idênticas, ao passo que a estrutura de Lewis requer uma
simples (mais longa) e uma ligação dupla (mais curta).
O
O
O
Estruturas de Ressonância

Estrutura Molecular à esquerda e Diagrama de
Distribuição Eletrônica do Ozônio à direita
Estrutura Molecular e Diagrama de
Distribuição Eletrônica do Ozônio

• As estruturas de ressonância são tentativas de representar
uma estrutura real, que é uma mistura entre várias
possibilidades extremas.

• Exemplo: no ozônio, as possibilidades extremas têm uma
ligação dupla e uma simples. A estrutura de ressonância
tem duas ligações idênticas de caráter intermediário.
• Exemplos comuns: O3, NO3
-, SO4
2-, NO2 e benzeno.
O
O
O
O
O
O

• Outro exemplo de estruturas de ressonância é o
ânion nitrato para o qual podemos propor três
estruturas de Lewis equivalentes.
• Observe que o arranjo dos átomos é o mesmo nas
três estruturas, apenas a disposição dos elétrons é
diferente.
Estruturas de Ressonância do Ânion
Nitrato

Nitrato
..
:
:
:
:
: :
:
: :
:
: : : :
..
.. ..
..
.. ..
..
..
Híbrido de Ressonância

• Destacamos que ao desenhar as estruturas de
ressonância os mesmos átomos devem estar ligados
a outros em todas as estruturas, de modo que as
únicas diferenças estejam no arranjo dos átomos.
Nitrato

• No ânion nitrato todas as três ligações N-O tem o
mesmo comprimento de ligação. Ainda mais o
comprimento da ligação é intermediário entre o
comprimento de uma ligação dupla e o de uma
ligação simples. Isso reforça o fato de que a
estrutura real do ânion é o híbrido de ressonância.
Nitrato

• O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel
hexagonal. Cada átomo de C está ligado a dois outros
átomos de C e um átomo de hidrogênio.
• Existem ligações simples e duplas alternadas entre os
átomos de C.
• A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as
ligações C-C têm o mesmo comprimento.
• Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é
plano.
Ressonância no Benzeno

• Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno de
tal forma que haja ligações simples entre cada par de
átomos de C e os seis elétrons adicionais estejam
deslocalizados por todo o anel:
Ressonância no Benzeno

• Existem três classes de exceções à regra do octeto:
• moléculas com número ímpar de elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto,
ou seja, moléculas deficientes em elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem mais do que um
octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto.
Número ímpar de elétrons
• Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO2, NO
e NO2 têm um número ímpar de elétrons.
N O N O
Exceções à Regra do Octeto

Número ímpar de elétrons
Logo como não é possível emparelhar um número
ímpar de elétrons, um octeto ao redor de cada átomo
não pode ser atingido.
No caso do NO temos 11 elétrons de valência sendo 5
do nitrogênio e 6 do oxigênio.
N O N O

Deficiência em elétrons
Relativamente raro. Mais encontrado em compostos de B e Be
• As moléculas com menos de um octeto são típicas para
compostos dos Grupos 1, 2 e 3 da tabela periódica.
• Um exemplo típico é o BF3.
• As estruturas de Lewis nas quais existe uma ligação dupla
B—F são menos importantes que aquela na qual existe
deficiência de elétrons.
B
F
F
F
B
F
F
F
0
0
+1
-1

Expansão do octeto
• Esta é a maior classe de exceções.
• Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um
octeto (os do 2° período não têm orbital “2d ”)
• Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o suficiente em
energia para participarem de ligações e receberem a densidade
eletrônica extra.
• PCl5 __ __ __ __ __ __ __ __ __
3s 3p 3d
__ __ __ __ __ __ __ __ __  hibridação sp3d
3s 3p 3d
s p p p d
Exceções à regra do octeto

Exceções à regra do octeto
Pentacloreto de Fósforo

Todas as ligações podem ser vistas como híbridos de
ressonância de estruturas puramente iônicas ou
puramente covalentes.
Assim a molécula de cloro pode ser descrita como:
↔ ↔
Correção do Modelo Covalente:
Eletronegatividade
+ -
- +

Eletronegatividade
Neste caso, as estruturas iônicas
contribuem muito pouco para o híbrido de
ressonância e podemos descrever a ligação
como quase puramente covalente.

Todavia numa molécula composta de elementos
diferentes, como o HCl, a ressonância é importante
porque há contribuições diferentes das duas
estruturas iônicas (estruturas de ressonância II e III )
↔ ↔
Eletronegatividade
- + + -
(I) (II) (III)

A estrutura iônica de ressonância de menor energia é
+_
Como o átomo de cloro tem uma eletronegatividade maior
que o hidrogênio a estrutura com uma carga negativa no
átomo de cloro (estrutura acima) contribui mais
efetivamente do que a estrutura com uma carga negativa
no átomo de hidrogênio (estrutura II).
Eletronegatividade
+

Em síntese, como resultado, existe uma pequena carga
residual negativa no átomo de cloro e uma pequena
carga residual positiva no átomo de hidrogênio.
As cargas nos átomos são chamadas de cargas parciais.
Mostramos que existem cargas parciais nos átomos
escrevendo:
Eletronegatividade

Todas as ligações entre átomos de elementos diferentes
são, até certo ponto, polares.
As ligações de moléculas diatômicas do mesmo
elemento e íons são não polares.
Eletronegatividade

Quando dois átomos de uma ligação tem uma
pequena diferença de eletronegatividade, as cargas
parciais são muito pequenas. Ex. BrCl
Quando a diferença de eletronegatividade aumenta,
também crescem as cargas parciais. Ex. HF
Eletronegatividade

Se as eletronegatividades são muito diferentes, um
dos átomos pode ficar mais associado com o par de
elétrons e a estrutura de ressonância iônica (II)
contribui mais apreciavelmente para a a ressonância
em comparação com a estrutura de ressonância
covalente (I)
ressonância covalente ressonância iônica
(I) (II)
Eletronegatividade
+ -

Como o elemento mais eletronegativo se apropriou
mais do par de elétrons compartilhado, ele tem uma
carga parcial negativa e pode ser correlacionado a
um ânion e, o elemento mais eletropositivo, que
tem uma carga parcial positiva, pode ser
correlacionado a um cátion.
Dizemos que a ligação desse tipo tem caráter iônico
apreciável.
Eletronegatividade

Se a diferença de eletronegatividade é muito grande,
como no KF, a contribuição iônica domina em
relação a contribuição covalente e a ligação é
considerada iônica.
Em resumo não há uma linha divisória nítida entre a
ligação iônica e covalente.
Assim podemos dizer que o HI é 4% iônico, o HBr é
11% iônico, o HCl é 19% iônico e o HF é 45%
iônico.
Eletronegatividade

Todas as ligações iônicas têm algum caráter
covalente.
Analisando-se como o caráter covalente pode se
manifestar consideremos um ânion monoatômico
(como o Cl¯ ) próximo de um cátion (como o Na+).
Correção do Modelo Iônico: Polarizabilidade

Como as cargas positivas do cátion atraem os elétrons
do ânion , a nuvem eletrônica esférica do ânion
distorce-se na direção do cátion.
Podemos entender esta distorção como uma tendência
do par de elétrons de deslocar-se para a região entre
os núcleos e formar uma ligação covalente.

As ligações iônicas adquirem progressivamente maior
caráter covalente quando a distorção da nuvem
eletrônica do ânion aumenta.
Íons que sofrem distorção são ditos polarizáveis.
Íons capazes de provocar distorções em seus vizinhos
são ditos polarizantes.

Em síntese, os cátions são polarizantes e os ânions
são polarizáveis.
Ex: No composto NaCl o cátion sódio (Na+) tem um
poder polarizante. O ânion Cl¯ (cloreto) é uma
espécie polarizável.
Na+ o cátion é polarizante
Cl¯ o ânion é polarizável

Quanto maior a carga do cátion mais polarizante ele
será.
Ex. O poder polarizante cresce na ordem
Na+ < Be2+ < Al3+
Quanto maior a carga do ânion mais polarizável ele será:
F¯ < O2¯
O ânion óxido é mais polarizável que o ânion fluoreto.

No grupos de cima para baixo diminui o poder
polarizante dos cátions.
Li+ > Na+ > K+ > Rb+ > Cs+ > Fr+
Nos períodos quanto o menor o cátion e maior a sua
carga cresce o poder polarizante dos mesmos.
Ex. Na+ < Be2+ < Al3+

Por derradeiro cargas elevadas em ambos os íons
favorecem a covalência.
A carga elevada no cátion favorece o poder polarizante
e também a covalência.
A carga elevada no ânion favorece a polarizabilidade e
portanto a covalência.

Em que composto, NaBr ou MgBr2 as ligações devem
ter maior caráter covalente?
Resp. MgBr2
Em que composto, CaS ou CaO as ligações devem ter
maior caráter covalente?
Resp. CaS

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