5- LIGAÇOES QUÍMICA [Modo de Compatibilidade]

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Ligações Químicas 
e 
Estrutura Molecular
1
2
A ideia central é que os átomos ligam-se com o objetivo de
baixar sua energia, devido as interações atrativas entre íons
ou núcleos e elétrons dos pares compartilhados.
O que esta explicito em sua Configuração eletrônica.
IMPORTAQNTE:
SABER PARA 
ENTENDER
ESTUDAR PARA 
SABER
Ligações Químicas
 Objetivo: entender como os átomos se ligam para
formar moléculas.
 Ligações químicas: forças que unem os átomos,
formando moléculas.
 Utilização: projeção de novos materiais como novos
fármacos, produtos químicos para a agricultura,
polímeros para artefatos, discos compactos, telefones
celulares, fibras sintéticas entre outros materiais.
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Prof. Dr. Paulo Henrique Beck
e-mail: henriquebeck@yahoo.com.br
Introdução 
Na natureza, os elementos químicos encontra-se ligados uns 
ao outros, por intermédio das ligações químicas entre os 
átomos que compõem a substância.
Forma-se uma ligação química entre dois átomos se o arranjo 
resultante dos dois núcleos e seus elétrons tem:
MENOR energia do que a energia total 
dos átomos separados.
Prof. Dr. Paulo Henrique Beck
e-mail: henriquebeck@yahoo.com.br
E somente os gases nobres, 
estão no estado atômico isolado.
Assim cientistas a concluíra que:
a configuração eletrônica 
dos gases nobres
é o que lhes asseguram esta 
estabilidade.
O grupo de átomos que é encontrado 
na forma monoatômica pelo fato de 
serem estáveis são:
a) Halogênios 
b) Calcogênios
c) Metais Alcalinos Terrosos
d) Metais Alcalinos 
e) Gases Nobres
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Monoatômica? 
Por que ocorre isso? 
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Os gases nobres apresentam 8 elétrons na última camada 
eletrônica, com exceção do hélio, que possui 2 elétrons, já 
que a camada K comporta no máximo 2 elétrons.
Essa análise levou os cientistas Lewis e Kossel a criarem a 
chamada Teoria ou Regra do Octeto.
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1s2
2s2 2p6
4s2 4p6
6s2 6p6
5s2 5p6
3s2 3p6
8
NaCl = Na ( Z =11) Cl (Z = 17)
Distribuição eletrônica 
[Ne] 
Na = 1s2; 2s2; 2p6; 3s1
Na = [Ne]; 3s1
[Ne] 
Cl = 1s2; 2s2; 2p6; 3s2; 3p5
Cl = [Ne]; 3s2; 3p5
Na = [Ne]; 3s1
Cl = [Ne]; 3s2; 3p5
[Ne] = 1s2; 2s2; 2p6
9
NaCl
HCl
CO2
NaOH
H2O
CH4
CH3OH
F2
NH3
NH4+
NH4+
SO4-
H2CO
AlCl3
Al2O3
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Teoria do Octeto
Os átomos ligam-se a fim de adquirirem 
uma configuração mais estável, 
geralmente com 8 elétrons na última 
camada.
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Teoria do Octeto
Os átomos, ao se ligarem, fazem-no por 
meio dos elétrons da 
última camada, 
podendo 
perder, ganhar ou compartilhar
os elétrons até atingirem a configuração 
estável.
Surgem, assim, as ligações químicas. 11
Regra do octeto
 Alguns elementos não seguem a regra do octeto
(exceções):
 OCTETO EXPANDIDO: Ex.: PCl5
 OCTETO INCOMPLETO: Ex.: BF3
-Moléculas com nº ímpar de elétrons: Ex.: NO
 (porque ?)
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Contração do octeto INCOMPLETO
(Estáveis com menos de oito elétrons):
Ocorrem nos elementos do
segundo período
em diante, principalmente nas moléculas que 
apresentam o berílio e o boro, 
além também de alguns óxidos de nitrogênio. 
13
Berílio (Be) 
É uma exceção à Regra do Octeto 
porque é capaz de formar 
compostos com duas ligações 
simples, sendo assim, estabiliza-se 
com apenas quatro elétrons na 
camada de valência. 
Como o hidrogênio (H) precisa 
ceder dois elétrons para realizar a 
ligação (H ― Be ― H), o átomo de 
Berílio (Be) compartilha seus 
elétrons e atinge a estabilidade. 14
Expansão do Octeto 
(estáveis com mais de oito elétrons)
Esse caso ocorre em elementos do
terceiro período em diante,
pois, visto que são mais de oito elétrons que terão que se 
comportar na camada de valência, o átomo precisa ser 
relativamente grande e possuir orbitais d disponiveis. 
É por isso que os elementos do segundo período nunca se 
expandem. 
Os elementos principais nos quais essa expansão do 
octeto ocorre são o fósforo (P) e o enxofre (S):
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O fósforo ficou estável com 10 elétrons em sua 
camada de valência;
16
O enxofre ficou com 12 elétrons.
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Estáveis com um número ímpar de elétrons:
São poucos os elementos em que isso ocorre, mas os 
mais comuns são os radicais livres 
NO e NO2
em que os elétrons na camada de valência dos átomos 
centrais são apenas 7. Veja um desses casos:
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7
Estas substanciais apresentam características químicas de 
acordo com o tipo de ligação envolvido em sua estrutura, que 
é definida pela estrutura eletrônica dos átomos que a 
compõem.
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As propriedades das substância 
iônicas, covalentes ou metálicas
são originarias a partir da 
configuração eletrônica dos átomos
constituintes.
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Ligações iônicas 22
Ligações covalentes 23
Ligações 
metálica24
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– caracteriza-se pela
transferência completa
de 
um ou mais elétrons 
de um átomo para o outro, 
formando íons , e pela atração de cargas 
opostas, tem-se a 
ligação iônica
Este tipo de ligação refere-se as 
forças eletrostáticas
entre íons de cargas opostas, geralmente 
um metal com baixa energia de ionização 
e um 
não metal alta afinidade eletrônica.
A tendência dos elementos adquiriram configuração 
eletrônica de gás nobre pode ser entendida pelas 
ligações iônicas.
Estrutura de Lewis
 O químico norte-americano G. N. Lewis desenvolveu um
método de colocar os elétrons em átomos, íons e moléculas.
 A representação é dada pelo elemento químico rodeado por
pontos correspondentes ao número de elétrons da camada
de valência do átomo.
 Exemplos:
 a) Sódio: Na Configuração eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s1
 b) Cloro: Cl Configuração eletrônica:1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
 Faça a representação de Lewis para o cloreto de sódio, óxido 
de alumínio e cloreto de cálcio.
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um metal
baixa 
energia de 
ionização 
não metal
alta
afinidade 
eletrônica
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Ligações iônicas 
–Como se dá a formação de uma 
ligação iônica? 
• O cristal de cloreto de sódio tem 
energia menor
do que um gás de átomos de sódio e 
cloro 
–Imagina-se a formação do sólido em 
três etapas
•
•Os tomos de sódio 
liberam 
elétrons
•Esses elétrons se 
ligam aos
átomos de cloro
Os íons 
resultantes 
agrupam-se 
como um 
cristal
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Onde o Na 
doa seu elétron de 
valência
ao Cl 
mais eletronegativo e 
ambos 
completam seu octeto
e energia é liberada 
(exotérmico).
Considerando átomo neutros dos elementos o sódio e o cloro, 
tem as seguintes distribuições eletrônicas:
Eles não são 
estáveis, não 
apresentam 8 e- na 
ultima camada.
Após a transferência de 
um e- do Na para o Cl, 
ambos completam o 
octeto
Esta fórmula representa os elementos através 
dos elétrons do último nível (elétrons de 
valência), indicando-os por pontos ou cruzetas.
32
Símbolos de Lewis 
–Lewis inventou uma forma simples de mostrar os elétrons 
de valência quando os átomos formam ligações iônicas
–Ele representou cada elétron de valência como um ponto e 
arranjou-os em torno do símbolo do elemento 
•Um ponto representa um único elétron em um orbital e um 
par representa dois elétrons emparelhados partilhando o 
orbital 
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•Configurações eletrônicas dos íons
–Podemos predizer as fórmulas mais prováveis dos 
compostos iônicos binários a partir da estrutura 
eletrônica de seus cátions e ânions 
•Quando um átomo de um metal do bloco s forma um 
cátion, ele doa um ou mais elétrons até atingir a 
estrutura de um gás nobre de seu cerne 
–Muitos elementos metálicos,
como os dos blocos p e d, 
podem perder um número variável de elétrons 
•Podem formar compostos diferentes, pois possuem 
valência variável 
•Em geral, o cerne tem a configuração de camada mais 
externa igual a ns2np6, que é chamada de 
octeto de elétrons
•O lítio ([He] 2s1) e o berílio ([He] 2s2) perdem elétrons 
para formar um dublete semelhante ao hélio (1s2),
formando Li+ e Be2+
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13
Quando um átomo de um 
metal de um grupo principal 
forma um cátion, ele perde 
seus elétrons de valência 
s e p
e adquire configuração 
eletrônica do átomo de gás 
nobre que o precede 
Os átomos pesados 
do Grupo 13 e 14 retêm suas 
subcamadas completas de 
elétrons 
d
–No bloco d, as energias dos orbitais (n – 1)d ficam 
abaixo das dos orbitais ns
•Elétrons s são perdidos em primeiro lugar, 
seguindo-se um número variável de elétrons 
(n – 1)d 
•Exemplo: o Fe3+, parte-se do Fe= [Ar] = 3d64s2 e 
retira-se 3 elétrons, resultando na configuração 
[Ar] 3d5
–Os não-metais raramente 
perdem elétrons em reações 
químicas porque suas energias 
de ionização são muito altas
•Estes elementos podem adquirir 
elétrons suficientes para 
completar sua camada de 
valência e formar o octeto 
correspondente à configuração 
do gás nobre superior 
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LOGO:
As ligações iônicas ocorrem, como regra geral, 
entre os elementos que tendem a perder elétrons e 
que possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada
(metais) 
e os elementos que tendem a ganhar elétrons e 
que possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última camada
(ametais).
40
Assim os compostos iônicos dos grupos 
1, 2 e 13
tem cargas
+1, +2 e +3 
respectivamente.
E os do grupo 
15, 16 e 17 
cargas 
-1,-2 e -3.
Pois assim pode perder ou receber elétrons sem 
desestabilizar o cerne de gás nobre.
Quando ambos os elementos e formam uma 
ligação 
completando seu octeto
e energia é liberada e a reação é 
exotérmico.
Esta energia é a mesma para separa um mol 
dos ions em seu estado gasoso sendo 
conhecida como energia de rede 
(endotérmico). 
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–O sódio está no Grupo 1 da Tabela Periódica ([Ne]3s1) 
deve perder o elétron e formar um íon +1
•Devido à forte atração da carga nuclear efetiva, o elétron 
de valência deve receber uma quantidade de energia 
(energia de ionização) no valor de 
494 kJ∙mol-1.
•A afinidade eletrônica dos átomos de cloro é +349 kJ∙mol-1
A perda de um 
segundo elétron pelo 
sódio demandaria 
muita energia pois 
perderia o cerne de 
gás nobre.
NaCl ↔ Na + Cl –
11Na =
17Cl = 
O ganho de um 
segundo elétron pelo 
cloro demandaria 
muita energia pois 
perderia o cerne de 
gás nobre.
Sub-nível 4s
–A soma das duas energias resultam em um aumento da 
energia (+145 kJ∙mol-1)
•Não há tendência para formação de NaCl
–Uma outra contribuição energética necessária é a forte 
atração coulômbica
(eletrostática) entre os íons de cargas opostas no sólido
(endotérmico).
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–A mudança de energia líquida no processo global 
–Outro ponto importante é que um sólido iônico 
não se mantém junto por ligações entre pares 
específicos de íons
•Todos os cátions interagem mais ou menos com 
todos os ânions, todos os cátions repelem-se 
uns aos outros e todos os ânios repelem-se uns 
aos outros 
–Uma ligação iônica é uma característica do 
cristal como um todo, e o abaixamento líquido de 
energia leva em conta todo o cristal 
•Na prática, a principal contribuição energética é 
a energia de ionização do elemento que fornece o 
cátion 
(exotermica).
O valor energético é dado por:
•Interações entre íons 
–Íons de cargas opostas se atraem e os de mesma carga 
se repelem 
–Qual a energia envolvida neste processo?
•Temos que calcular a energia da rede cristalina do sólido, 
isto é, a diferença entre a energia dos íons empacotados 
de um sólido e os íons muito afastados de um gás 
•Pela expressão da energia potencial de Coulomb 
Ligações iônicas 
–A forte atração coulômbica entre íons de cargas opostas 
explica as propriedades típicas dos sólidos iônicos 
(altos pontos de fusão e fragilidade) 
–Os sólidos iônicos são quebradiços devido às mesmas 
atrações e repulsões fortes 
–Uma conclusão que se pode obter do fato que as ligações 
iônicas dependem das cargas opostas dos íons é que as 
ligações iônicas não são direcionais 
•Um íon liga-se a todos os seus vizinhos por suas atrações 
coulômbicas mútuas 
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Notação ou Fórmula de Lewis
Estrutura Cristalina dos Compostos Iônicos
A fórmula NaCl 
é usada para 
representar o
cloreto de sódio e 
indica a proporção 
com que os íons 
participam do retículo 
cristalino (1:1), pois 
não existe a partícula 
individualizada NaCl, 
já que íons positivos 
tendem a atrair para 
o seu redor íons 
negativos, e
vice-versa. 50
No sólido NaCl, cada Na+ tem seis íons Cl– ao seu 
redor, e vice-versa. Os íons, portanto, dispõem-se 
de forma ordenada, formando o chamado retículo 
cristalino.
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Ligação química entre um átomo de magnésio e 
átomos de cloro
Como cada átomo de magnésio 
perde 2 elétrons e cada átomo de 
cloro só pode ganhar 1 elétron, 
serão necessários 2 átomos de 
cloro para receber os 2 elétrons 
cedido
52
Ligação química entre alumínio e oxigênio.
Al perde 3 e O nganha 2 e–
e– perdidos = e– ganhos, 
2 Al (perda de 6 e–) se ligam a 3 O (ganho de 6 e–).
Os compostos iônicos são eletricamente neutros, 
ou seja, 
o total das cargas (+) = ao total das cargas (-). 53
Determine os íons formados para os seguintes átomos:
Cloro 
Bromo
Flúor
Alumínio 
Gálio
Bário 
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Características dos Compostos Iônicos
a) Estado físico: 
em condições ambientes, são sólidos, cristalinos, duros e 
quebradiços. 
Apresentam elevados pontos de fusão e ebulição.
b) Condução de eletricidade: 
como sólidos, não conduzem eletricidade, pois os íons
encontram-se presos ao retículo cristalino. 
Quando fundidos (estado líquido) tornam-se bons 
condutores, já que os íons ficam livres para se moverem.
Em solução aquosa, também são bons condutores, pois a
água separa os íons do retículo cristalino. 55
–De forma geral, os elementos metálicos podem perder seus elétrons de 
valência para formar cátions
–Os elementos não-metálicos acomodam os elétrons em suas camadas de 
valência e tornam-se ânions
–O modelo iônico refere-se a um par de íons (compostos binários) entre 
elementos metálicos e não-metálicos 
–Um sólido iônico é um conjunto de cátions e ânions empacotados em um 
arranjo regular 
–Os sólidos iônicos são um exemplo de sólidos cristalinos, sólidos formados 
por 
Ligações iônicas 
Utilize a tabela periódica para escrever as
formulas empíricas dos seguintes compostos
iônicos: (Russel)
Astateto de sódio
Fluoreto de bário
Sulfeto de potássio
Nitreto de gálio
Oxido de rubídio
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Um metal alcalino terroso (M) apresenta dois 
elétrons na sua camada devalência. A 
alternativa que indica a fórmula de um óxido e 
de cloretodesse metal, respectivamente é:
a) M2O – M2Cl;
b) M2– MCl; 
c) MO2– MCl2
d) MO – MCl2
e) MO – MCl4
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– A estabilidade pode ser atingida pelo
compartilhamento de elétrons,
os átomos unem-se por uma
ligação covalente 
A tendência dos elementos adquiriram 
configuração eletrônica de gás nobre.
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–Como os não-metais não formam cátions 
monoatômicos, a natureza das ligações entre átomos de 
não-metais intrigou os cientistas até 1916, quando Lewis 
encontrou uma explicação.
•Propôs que uma ligação covalente é um par de elétrons 
compartilhados por dois átomos
não metal
alta
afinidade 
eletrônica
A ligação covalente ocorre entre:
– hidrogênio – hidrogênio
– hidrogênio – não-metal
– não-metal – não-metal
Os semimetais 
também podem 
ser incluídos.
Falta um elétron para cada átomo de hidrogênio 
para ficar com a camada K completa (dois elétrons).
Os dois átomos de hidrogênio se unem formando 
um par eletrônico comum a eles (compartilhamento). 
H2
Assim, na molécula de 
hidrogênio (H2), cuja 
distribuição eletrônica é:
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Os dois átomos de hidrogênio se unem formando 
um par eletrônico comum a eles (compartilhamento). 
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Desta forma, cada átomo de hidrogênio adquire a 
estrutura do gás nobre Hélio (He).
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TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (TLV)
The Nature of the Chemical Bond Linus Pauling
Prêmio Nobel:Química e da Paz
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67
68
TLV
Sobreposição de Orbitais Atômicos Semi-Preenchidos 
Elétrons de Valência Localizados Entre os Núcleos
Exemplos 
H2 HF F2
Ligação Sigma
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70
Cl2 (fórmula molecular do gás cloro)
71
HCl (fórmula molecular do cloreto de hidrogênio)
72
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H2O (fórmula molecular da água)
73
Quando encontramos um 
único par de elétrons 
compartilhado entre dois 
elementos, a ligação é 
denominada de simples.
Para dois pares de elétrons 
compartilhados entre dois 
elementos, a ligação é 
denominada de dupla.
Finalmente, para três pares 
de elétrons compartilhados 
entre dois elementos, a 
ligação é denominada de 
tripla. 74
75
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26
76
77
78
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27
79
80
81
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82
83
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85
86
87
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30
88
89
90
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31
91
92
O composto orgânico mais simples é o 
gás metano (CH4). 
ORBITAIS HÍBRIDOS 
sp3
Para satisfazer a valência de todos os 
cinco átomos, 
os hidrogênios devem ligar-se ao 
carbono por meio de ligações covalentes 
simples, 
denominadas 
ligações sigma (). 
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No estado fundamental 
(elétrons ocupando orbitais de 
menor nível energético) 
a configuração eletrônica do átomo de carbono.
Formas dos orbitais 2p
orbital 2px orbital 2py orbital 2pz 3 orbitais 2p
94
Se, no entanto, um elétron do orbital 2s for transferido para o orbital 
2p vazio, o carbono passará a ter quatro elétrons desemparelhados 
(estado excitado),
* estado ativado
p p ps s
sendo, portanto, capaz de fazer quatro ligações. Desse modo, explica-se 
a tetravalência do átomo de carbono. 
Com essa distribuição eletrônica, o carbono não é capaz de se 
ligar a quatro átomos de hidrogênio, mas apenas a dois. 
95
Porém, se os átomos de hidrogênio se ligassem aos orbitais 
2s, 
os ângulos entre as ligações H-C-H não seriam de 109º28', 
pois o ângulo entre os orbitais p é de 90º.
2pX, 2pY e 2pZ, 
96
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33
Também não seriam iguais todos os 
comprimentos das ligações C-H, pois o orbital 
2s possui raio diferente do dos orbitais 2p. 
O que acontece, na verdade, é uma hibridização
dos orbitais s e p, dando 
origem a quatro novos orbitais denominados 
híbridos sp3.
Esses orbitais são todos iguais, e o ângulo entre 
eles é de 109º28‘ energia e tamanho.
99
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Estado fundamental Estado excitado Estado hibridizado 
100
o
o
o o
o
C {4 ligações : 4 simplesângulo entre as ligações: 109o28' forma espacial: tetraédrica
C
A geometria (tetraédrica) da molécula de metano 
(CH4) é, portanto, representada da seguinte forma: 
•A linha contínua indica ligação no plano;
•A linha tracejada, indica ligação atrás do plano;
•A cunha cheia indica ligação à frente do plano.
101
O átomo de carbono ocupa o centro de um tetraedro, 
e os átomos de hidrogênio ocupam os seus vértices. 
Este é o arranjo espacial em que a distância entre os 
átomos de hidrogênio é máxima e, conseqüentemente, 
entre os elétrons das ligações C-H 
e a repulsão é minimizada. 
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35
Assim, as ligações sigma entre o carbono e os 
hidrogênios na molécula do metano são formadas pela 
superposição dos orbitais 2sp3 do carbono com os orbitais 
1s de cada hidrogênio.
4 ligações σ (s-sp3)
Todo carbono 
que se encontrar ligado a quatro 
outros 
átomos ou grupo de átomos 
apenas por ligações , terá 
hibridização sp3, 
e geometria tetraédrica. 
O tetracloreto de carbono, 
por exemplo, tem a mesma geometria 
do metano.
Quando os átomos ou grupos ligados ao carbono sp3
forem diferentes haverá um desvio, geralmente pequeno,
em relação ao ângulo tetraédrico.
6 ligações σ do tipo (s-sp3) H-C
1 ligações σ do tipo (sp3-sp3) C-C
Com maior comprimento e uma pequena distorção 
no ângulo do tetraedro
105
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ORBITAIS HÍBRIDOS 
sp2
O hidrocarboneto mais simples representativo de 
moléculas que apresentam átomos de carbono 
com hibridização do tipo sp2 é o eteno 
(CH2=CH2). 
O ângulo entre cada uma das ligações é de 
aproximadamente 120º. 
Para explicar a geometria dessa molécula 
e a existência de uma ligação dupla entre 
os átomos de carbono, 
um outro tipo de hibridização deve ser considerado. 
Nesse caso, o orbital 2s e dois orbitais 2p de carbono são 
combinados para formar três orbitais híbridos sp2. 
* estado fundamental
6C 1s2 2s2 2p22b) Carbono sp
p ps s p
ss ppp
* estado ativado
s
* estado híbrido
sp2 sp2 sp2 p
Estado fundamental 
Estado excitado 
Estado hibridizado
108
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Estes orbitais são direcionados para os vértices de um 
triângulo eqüilátero e, conseqüentemente, a repulsão entre os 
elétrons que os ocuparem será a mínima possível. 
O ângulo entre esses orbitais é de 120° , e o orbital 2p que 
não participou da hibridação permanece perpendicular 
ao plano ocupado pelos orbitais híbridos.
109
A aproximação entre dois átomos de carbono 
hibridados sp2 leva à formação da ligação σ(sp2-sp2)
por meio da superposição frontal entre um orbital sp2
de cada átomo. 
Enquanto a interpenetração lateral entre os orbitais
2p2 resulta na formação da ligação π σ(p-p).
Neste caso, o carbono deve reservar 1 orbital p puro
(sem hibridizar) para fazer a ligação .
111
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Os orbitais 2sp2 restantes combinam-se com os 
orbitais 1s dos átomos de hidrogênio (4 no total), 
completando, dessa forma, as valências dos 
átomos de carbono na molécula do eteno.
{Co oo o ~~ 3 ligações e 1 ligação : 2 simples e 1 dupla ângulo entre as ligações: 120 o forma espacial: trigonal plana
O oxigênio e o nitrogênio, que também participam de uma 
ligação dupla, apresentam hibridação sp2, conforme 
exemplificado a seguir:
114
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ORBITAIS HÍBRIDOS 
sp
O hidrocarboneto mais simples em que o carbono 
apresenta hibridização sp é o acetileno (etino), 
HCCH.
O átomo de carbono que se liga a outros átomos 
por meio de uma ligações  e duas  apresenta 
hibridização sp. 
Neste caso, um orbital 2s combina-se com um 
orbital 2p para formar dois orbitais híbridos sp. 
Estado fundamental 
Estado excitado 
Estado hibridizado
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Ligação formada pela superposição frontal dos 
orbitais híbridos sp de cada um dos átomos de carbono,
sendo o ângulo entre eles de 180º.
Os outros dois orbitais 2p que não participaram 
da hibridização encontram-se perpendiculares ao 
plano dos orbitais sp. 
As ligações  (C-H) são formadas pela combinação
dos orbitais 1s dos hidrogênios com os
orbitais sp dos carbonos.
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As ligações Π são formadas pela superposição 
lateral entre os orbitais 2p paralelos de cada carbono. 
sp3 sp2 sp
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•Natureza da ligação covalente
•Os elementos não-metálicos existem como moléculas, como, por 
exemplo, H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2, P4, S8
•Estruturas de Lewis de espécies poliatômicas 
–Obtém-se a estrutura de Lewis de espécies poliatômicas 
usando-se todos os elétrons de valência para completar 
os octetos (ou dubletes) dos átomos presentes, de modo 
a formar ligações simples ou múltiplas e a deixar alguns 
elétrons como pares isolados 
–Exemplo: metano 
(CH4) 
Ligações covalentes
–Exemplo: sulfato de amônio, 
(NH4)2SO4
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–Procedimento para escrever estruturas de Lewis de espécies 
poliatômicas 
1.Conte o número de elétrons de valência em cada átomo. No caso 
de íons, ajuste o número de elétrons para levar em conta a carga. 
Divida o número total de elétrons da molécula por 2 para obter o 
número de pares de elétrons
2.Escreva os arranjos mais prováveis dos átomos usando padrões 
comuns e regras gerais 
3.Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados 
4.Complete o octeto de cada átomo colocando os pares de 
elétrons remanescentes em torno dos átomos. Se não existirem 
pares de elétrons suficientes, forme ligações múltiplas 
5.Represente cada par de elétrons ligados por um traço 
H2SO4 / CO2 / N3 / H3PO2 / H2CO3 / NO2 / PCl5 
Exercício : escreva a estrutura de Lewis de:
–Exercício 1: 
escreva a estrutura de Lewis de
(a) água, H2O, 
(b) metanal, H2CO, e 
(c) íon clorito, ClO2-
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–Exercício 2: 
escreva a estrutura de Lewis do íon cianato, CNO-
–Exercício 3: Escreva a estrutura de Lewis do ácido acético, 
CH3COOH, o ácido carboxílico do vinagre 
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•Ressonância 
–Algumas moléculas têm estruturas que não podem ser expressas 
corretamente por uma única estrutura de Lewis 
•Um dos principais exemplos desse fato é o íon nitrato, NO3-
•As três principais estruturas diferem somente na posição da ligação 
dupla 
•Como as três ligações são idênticas, um modelo melhor para o íon 
nitrato é uma fusão das três estruturas de Lewis, com cada ligação 
tendo propriedades intermediárias entre uma ligação simples e uma 
dupla 
–A fusão de estruturas é chamada ressonância (indicada por uma 
seta de duas pontas) 
–A estrutura resultante da fusão é um híbrido de ressonância das 
estruturas de Lewis que contribuem 
–Os elétrons que podem ocupar posições diferentes nas estruturas 
de ressonância são chamados de elétrons deslocalizados 
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–As estruturas de ressonância são tentativas teóricas de representação 
de uma estrutura real 
–Outras estruturas que 
apresentam ressonância 
•Íon acetato (CH3CO2-) 
•Carga formal
–As estruturas de Lewis diferentes, em geral, não contribuem 
igualmente para o híbrido de ressonância 
•É preciso decidir que estruturas contribuem mais efetivamente pela 
comparação do número de elétrons de valência distribuídos por 
cada átomo da estrutura com o número de elétrons do átomo livre 
–A carga formal de um átomo em uma dada estrutura de Lewis é a 
carga que ele teria se as ligações fossem perfeitamente covalentes e 
o átomo tivesse exatamente a metade dos elétrons compartilhados 
das ligações 
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–A carga formal pode ser utilizada para predizer o arranjo mais 
favorável dos átomos em uma molécula 
•Uma estrutura de Lewis representa o arranjo de menor energia dos 
átomos e elétrons quando a carga formal de cada átomo está mais 
próxima de zero 
óxido nitroso
protóxido de nitrogênio
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Dióxido de Nitrogênio 
–Como assinalar cargas formais? 
1.Encontre o número de elétrons de valência (V) de cada átomo 
livre, localizando o número de seu grupo na Tabela Periódica 
2.Desenhe as estruturas de Lewis, mostrando cada par de 
elétrons como pontos 
3.Para cada átomo ligado, conte cada elétron que está como 
par isolado e adicione um elétron de cada uma das ligações 
que ele forma 
4.Para cada átomo ligado, subtraia de V o número total de 
elétrons que ele “possui” 
– Exercício: 
• Um teste para a presença de íons ferro (III) em solução é a adição 
de tiocianato de potássio, KSCN, com formação de um composto 
que contém ferro e íon tiocianato, de cor vermelho sangue. 
Escreva três estruturas de Lewis com arranjos diferentes e decida 
qual é a mais plausível 
– Estrutura 1: NCS-
– Estrutura 2: CNS-
– Estrutura 3: CSN-
• Sugira uma estrutura plausível para o gás venenoso fosgênio, 
COCl2. Escreva a estrutura de Lewis e as cargas formais 
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A contagem de elétrons que pertencem a um átomo com a finalidade
de estabelecer sua carga formal não deve ser confundida com a
contagem que fazemos para verificar se ele está como octeto completo.
Neste último caso, somamos todos os elétrons não-compartilhados e
todos os elétrons das ligações covalentes.
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Exceções da regra do octeto 
– A regra do octeto explica as valências dos elementos e as 
estruturas de muitos compostos 
• Carbono, nitrogênio e flúor obedecem rigorosamente à regra do 
octeto, desde que existam elétrons disponíveis em número 
suficiente
• Mas será que isso ocorre com outros elementos tais como
boro, fósforo, enxofre, cloro, entre outros? 
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Exceções da regra do octeto 
• Radicais e birradicais
– Algumas espécies têm número ímpar de elétrons de valência 
• Estas espécies, com spins não-emparelhados, 
são chamadas de radicais 
• Elas são, em geral, muito reativos 
Exceções da regra do octeto 
– Um birradical é uma molécula com dois elétrons desemparelhados 
• Os elétrons desemparelhados encontram-se, normalmente, em 
átomos diferentes 
• Em outros casos, aparece no mesmo átomo, como é o caso do 
oxigênio {[He] 2s22px22py12pz1} 
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Exceções da regra do octeto
• Camadas de valência expandidas 
– A regra do octeto diz que oito elétrons preenchem a camada externa 
para atingir a configuração da camada de valência de um gás nobre 
ns2np6
Exceções da regra do octeto
– Quando o átomo central de uma molécula tem orbitais d vazios, ele 
pode acomodar 10, 12 ou mais elétrons
• Os elétrons nessa camada de valência expandida podem estar como 
pares isolados ou podem ser usados pelo átomo central para formar 
ligações 
• Como os elétrons adicionais deve ser acomodados em orbitais de 
valência, somente os não-metais do Período 3 ou acima podem ter 
octetos expandidos 
orbitais d vazios
orbitais d vazios
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Exceções da regra do octeto
• Outro fator que determina se outros átomos podem se ligar ao 
átomo central é o tamanho deste último
– Um átomo de P é grande o suficiente para que até 6 átomos de cloro 
se acomodem em torno dele (ex: PCl5)
• Um composto que contém um átomo com mais átomos ligados a ele 
do que é permitido pela regra do octeto é chamado de 
composto hipervalente
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Exceções da regra do octeto 
–Exercício 
•Calcule a carga formal das duas estruturas de Lewis do íon fosfato e 
indique a estrutura mais plausível 
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Exceções da regra do octeto
•Estruturas incomuns de alguns compostos do Grupo 13
–Uma característica incomum da estrutura de Lewis do gás trifluoreto 
de boro, BF3, é que o átomo de boro tem um octeto incompleto 
(apenas 6 elétrons)
1s2 / 2s2 / 2px1, 2py0 , 2pz0
2s1 / 2px1, 2py1 , 2pz0
F:
•Poder-se-ia esperar que o átomo de boro completasse seu octeto 
com o flúor, mas isto não acontece 
•Evidências experimentais sugerem que a verdadeira estrutura do 
BF3 é um híbrido de ressonância dos dois tipos de estruturas de 
Lewis e que a estrutura com as ligações simples tem a maior 
contribuição 
•O átomo de boro do BF3 pode completar seu octeto se outro átomo, 
ou íon, com um par isolado de elétrons forma uma ligação doando 
ambos os elétrons 
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Exceções da regra do octeto 
•O tricloreto de boro, um gás incolor e reativo de moléculas 
BCl3, comporta-se quimicamente como o BF3
•O tricloreto de alumínio, por sua vez, é um sólido branco volátil 
que sublima a 180°C para dar um gás formado por moléculas 
Al2Cl6, e esta sobrevivem até 200°C 
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Lig. iônicas X Lig. covalentes 
–As ligações iônicas e covalentes são dois modelos extremos de 
ligação química 
–A maior parte das ligações reais têm caráter duplo, parte iônica e 
parte covalente 
•Quando descrevemos as ligações entre não-metais, a ligação 
covalente é um bom modelo 
•Quando um metal e um não-metal estão presentes em um composto 
simples, a ligação iônica é um bom modelo 
–Em muitos compostos, entretanto, as ligações parecem ter 
propriedades entre esses dois modelos extremos 
•Eletronegatividade (correção do modelo covalente) 
–A eletronegatividade é uma medida do poder de atração de um 
átomo sobre um par de elétrons de uma ligação 
–Uma ligação covalente polar é uma ligação entre dois átomos com 
cargas elétricas parciais provenientes da diferença de 
eletronegatividade 
•As cargas parciais dão origem a um momento de dipolo elétrico 
Ligações iônicas versus ligações covalentes
–Mas por que surge o momento de dipolo? 
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Lig. iônicas X lig. covalentes
Momento de Dipolo (D) e Comprimento de Ligação para algumas 
moléculas diatômicas 
Lig. iônicas X lig. covalentes
–A forma de calcular a diferença de eletronegatividade entre dois 
elementos, proposta por Linus Pauling, é: 
•Ele se baseou nas energias de dissociação, D, das ligações 
A – A, B – B e A – B 
–Um modo mais simples de estabelecer a escala de eletronegatividade foi 
desenvolvido por Robert Mulliken: 
•Um átomo doa um elétron com dificuldade se a energia de ionização é 
alta 
•Se a afinidade eletrônica é alta, ligar um elétron a um átomo é 
energeticamente favorável 
•Os elementos que têm ambas as características perdem elétrons com 
dificuldade e tendem a ganhá-los logo, e portanto, são classificados 
como muito eletronegativos 
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Ligações iônicas versus ligações covalentes 
•Polarizabilidade (correção do modelo iônico) 
–Todas as ligações iônicas têm algum caráter covalente 
•Como as cargas positivas do cátion atraem os elétrons do ânion, a 
nuvem eletrônica esférica do ânion se distorce na direção do cátion 
•Podemos entender a distorção como uma tendência do par de 
elétrons de se deslocar para a região entre os núcleos e formar uma 
ligação covalente 
–Os átomos que se distorcem facilmente são chamados de muito 
polarizáveis 
•Podemos esperar que um ânion seja muito polarizável se ele for 
volumoso, como o íon iodeto 
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–A ligação ligação metálica, 
no qual cátions de um reticulo 
cristalino são mantidos juntos por 
um número grande de elétrons