1 Química Geral - 1 semestre-20

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Para resolver essa situação aparentemente complicada, é preciso formar dois pares eletrônicos entre o 
carbono e o oxigênio, de modo que a molécula CO2 seja constituída a partir de duas ligações duplas. 
 
 
A ligação covalente que ocorre da união de dois pares eletrônicos é chamada de ligação covalente dupla ou 
simplesmente ligação dupla. 
 
2.3. Ligações triplas 
a) A molécula N2 
Há situações em que a ligação covalente ocorre com formação de três pares eletrônicos. 
Veja, por exemplo, o caso da molécula N2. 
 
O átomo de nitrogênio pertence à família 5A e possui, portanto, cinco elétrons de valência. A estabilização 
entre dois átomos de nitrogênio exige a formação de três pares eletrônicos. 
 
 
 
2.4. Ligação covalente e tabela periódica 
Já vimos que átomos com elevada energia de ionização tendem a receber elétrons, formar ânions ou compartilhar 
elétrons com outros átomos em ligações covalentes. 
 
 
Na Tabela Periódica, os átomos com energia de ionização elevada são os não-metais e os semimetais. 
 
 
 
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Como o átomo de hidrogênio receberá sempre um único elétron ao ligar-se com qualquer tipo de elemento 
químico, temos: 
 
Qualquer composto formado a partir do hidrogênio e um outro elemento químico é chamado de hidreto. 
Considerando que um átomo liga-se sempre ao número necessário de hidrogênios para completar o seu octeto, 
as fórmulas de alguns hidretos podem ser facilmente previstas, utilizando a classificação periódica. Observe a 
tabela. 
 
 
 
 
2.5. Ligação covalente coordenada (ligação dativa) 
 
 a) A molécula SO2 
O dióxido de enxofre, SO2 é um forte poluente do ar, obtido na queima do enxofre presente em combustíveis 
fósseis, como o carvão e o petróleo. 
Os átomos de enxofre e oxigênio pertencem à família 6A e possuem seis elétrons na última camada. 
Acompanhe a construção da fórmula eletrônica do dióxido de enxofre: 
 
1 ª etapa: ocorre uma ligação dupla entre o átomo de enxofre e um dos átomos de oxigênio, de acordo com a 
regra do octeto. 
 
2ª etapa: o outro átomo de oxigênio compartilha um par de elétrons cedido pelo enxofre. Esta será a ligação 
dativa: 
 
 
 
 
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De modo geral, a ligação dativa é representada por uma seta orientada do átomo que cede para o átomo que 
recebe o par eletrônico 
 
No estudo da ligação dativa, os químicos utilizam as expressões "ceder" e "receber" apenas para indicar a origem 
do par eletrônico que origina a ligação. O que existe, na verdade, é um compartilhamento de elétrons. 
A ligação covalente coordenada (dativa) ocorre geralmente nas seguintes condições: 
 
b) Os Cátions H3O
+ e NH4
+ 
O íon H+ corresponde a um átomo de hidrogênio sem elétrons, ou seja, ele não possui eletrosfera e, por isso, 
pode ser considerado um próton. 
Logo, o íon H+ precisa receber dois elétrons para ficar com a configuração eletrônica semelhante à do gás 
nobre hélio. 
 
A estabilização do íon H+ pode se dar pela união com outras moléculas, tais como H2O ou NH3. 
 
O Cátion NH4
+ 
O cátion amônio (NH4+) é formado quando uma molécula de amônia (NH3) se une a um íon H+. Observe 
 
A ligação dativa ocorre quando o íon H+ passa a compartilhar o par eletrônico isolado do átomo de nitrogênio 
 
 
 
 
O Cátion H3O
+ 
Este cátion é o resultado da união de um íon H+ com uma molécula H2O. 
 
H2O + H+  H3O+ 
 
A ligação entre essas partículas ocorre quando o íon H+ passa a compartilhar um dos pares eletrônicos isolados 
da molécula H2O. Veja: 
 
 
 
A fórmula estrutural plana é: 
 
 
2.6. Estruturas de Lewis 
 
 
 
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Quando uma ligação iônica se forma, um átomo perde elétrons e outro os recebe até que ambos os átomos 
atinjam a configuração de um gás nobre – um dublete para os elementos vizinhos do hélio e um octeto para os 
demais. A mesma ideia pode ser estendida às ligações covalentes. Entretanto, quando uma ligação covalente se 
forma, os átomos compartilham elétrons até atingir a configuração de um gás nobre. Lewis chamou este princípio 
de regra do octeto: na formação de uma ligação covalente, os átomos tendem a completar seus octetos pelo 
compartilhamento de elétrons. O nitrogênio, por exemplo, ( ), tem cinco elétrons de valência e utiliza mais três 
para completar o octeto. O cloro ( ) tem sete elétrons de valência e usa mais um para completar o octeto. O 
argônio ( ) já tem um octeto completo e não compartilha elétrons. O hidrogênio ( ) utiliza mais um elétron 
para chegar ao dublete do hélio. Como o hidrogênio completa o dublete pelo compartilhamento de um par de 
elétrons, dizemos que ele tem “valência” igual a 1 em todos os seus compostos. Em geral, a valência de um 
átomo é igual ao número de ligações que ele pode formar. 
Podemos usar os símbolos de Lewis, que vimos acima, para descrever ligações covalentes com uma linha 
(—) para representar o par de elétrons compartilhado. Assim, a molécula de hidrogênio, formada por dois átomos 
de hidrogênio é representada pelo símbolo H — H. Um átomo de flúor tem sete elétrons de valência e utiliza mais 
um para completar o octeto. Isto pode acontecer pelo compartilhamento de um elétron fornecido por outro átomo 
como, por exemplo, um outro átomo de flúor: 
 
 
 
Os círculos foram desenhados em torno de cada átomo de F para mostrar que cada um adquire um octeto pelo 
compartilhamento de um par. A valência do flúor é, então, igual a um, como a do hidrogênio. 
A molécula de flúor possui pares isolados de elétrons, isto é, pares de elétrons de valência que não 
participam diretamente das ligações. Os três pares isolados de cada átomo de flúor ligado repelem-se, e essa 
repulsão é quase suficiente para compensar a atração favorável do par ligante que mantém a molécula de F
2
 
unida. Essa repulsão é uma das razões da alta reatividade do gás flúor: a ligação entre os átomos das moléculas 
de F
2
 são muito fracas. Dentre as moléculas diatômicas comuns, somente o H
2
 não tem pares isolados. 
A estrutura de Lewis de uma molécula representa os átomos por seus símbolos químicos, as ligações 
covalentes por linhas e os pares isolados por pares de pontos. Assim, a estrutura de Lewis do HF é . Veremos 
que as estruturas de Lewis ajudam muito no entendimento das propriedades das moléculas, incluindo suas formas 
e suas possíveis reações. 
 
Os átomos de não-metais compartilham elétrons até que cada um deles complete o octeto (ou dublete). Uma 
estrutura de Lewis mostra o arranjo dos elétrons como linhas (pares ligados) e pontos (pares isolados). 
 
2.7. Estruturas de Lewis de Espécies Poliatômicas 
 
Cada átomo em uma molécula poliatômica completa seu octeto (ou dublete, no caso do hidrogênio) pelo 
compartilhamento de pares de elétrons com seus vizinhos mais próximos. Cada par compartilhado corresponde a 
uma ligação covalente e é representado por uma linha entre os dois átomos. A estrutura de Lewis não retrata a 
forma da molécula: ela simplesmente indica que átomos se ligam e quais têm pares isolados. 
Vamos escrever a estrutura de Lewis da molécula orgânica mais simples, o hidrocarboneto metano, CH
4
. 
Comecemos por contar os elétrons de valência disponíveis de todos os átomos na molécula. No caso do metano, 
os símbolos de Lewis dos átomos são 
 
 
 
logo, existem oito elétrons de valência. O próximo passo é arranjar os pontos, representando os elétrons de forma 
a que o átomo de C tenha um octeto e, cada átomo de H, um dublete. Como o carbono forma quatro ligações com 
N
Cl
Ar H
F
C H H H H
 
 
 
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outros átomos, dizemos que o carbono é tetravalente, isto é, tem valência 4. Enfatizamos, novamente, que a 
estruturade Lewis não mostra a forma da molécula, somente o padrão das ligações. 
Um par de elétrons emparelhado é chamado de ligação simples. Dois átomos, entretanto, podem 
compartilhar dois ou três pares de elétrons. Quando dois pares de elétrons são compartilhados entre dois átomos, 
tem-se uma ligação dupla. Três pares de elétrons compartilhados formam uma ligação tripla. Uma ligação dupla, 
como , é escrita C=O, em uma estrutura de Lewis. De modo semelhante, uma ligação tripla, como , é 
escrita CC. As ligações duplas e triplas são coletivamente chamadas de ligações múltiplas. Como no caso das 
ligações simples, cada linha representa um par de elétrons. Assim, uma ligação dupla envolve um total de quatro 
elétrons e, uma ligação tripla, seis elétrons. A ordem de ligação é o número de ligações que une um par 
específico de átomos. Logo, a ordem de ligação em H
2
 é 1, no grupo C=O é 2, e em CC, como no etino, é 3. 
Para escrever uma estrutura de Lewis, é necessário saber que átomos estão ligados entre si na molécula. 
Um átomo “terminal” liga-se a somente um átomo. Os H do metano são um exemplo. Um átomo “central” é um 
átomo que se liga a pelo menos dois outros. Dois exemplos de átomos centrais são o átomo O da molécula da 
água, H
2
O, e o átomo C do metano, CH
4
. A estrutura geral da molécula e a identidade do átomo central é 
conhecida com frequência de antemão, mas, se houver dúvida, uma boa regra é escolher como átomo central o 
elemento com a mais baixa energia de ionização. Este arranjo frequentemente conduz ao mínimo de energia, 
porque um átomo central compartilha mais elétrons do que um átomo terminal. Os átomos com maiores energias 
de ionização são mais relutantes em compartilhar e mais propensos a manter seus elétrons como pares isolados. 
Exceto nos compostos estranhos, chamados de boranos, o hidrogênio nunca é central, porque ele só pode formar 
uma ligação. 
Uma outra boa regra para predizer a estrutura de uma molécula é arranjar os átomos simetricamente em 
torno do átomo central. Por exemplo, SO
2
 é OSO, não SOO. Uma exceção comum a essa regra é o monóxido de 
dinitrogênio, N
2
O (óxido nitroso), que tem o arranjo assimétrico NNO. Outra pista é que, em fórmulas químicas 
simples, o átomo central é frequentemente escrito primeiro, seguindo-se os átomos a ele ligados. Por exemplo, no 
composto cuja fórmula química é OF
2
, o arranjo dos átomos é FOF e não OFF; e, no SF
6
, o átomo S está rodeado 
por seis átomos F. A água, H
2
O, e o sulfeto de hidrogênio, H
2
S, são duas exceções porque eles são HOH e HSH, 
respectivamente. Se o composto é um oxoácido, os átomos de hidrogênio ácidos ligam-se aos átomos de 
oxigênio, que, por sua vez, ligam-se ao átomo central. Assim, o ácido sulfúrico, H
2
SO
4
, tem a estrutura (HO)
2
SO
2
 e 
o ácido hipocloroso, HClO, tem a estrutura HOCl. 
Os íons poliatômicos, como o íon amônio, , ou o íon sulfato, , são mantidos juntos por ligações covalentes. 
Usaremos o mesmo procedimento geral para determinar a estrutura de Lewis de íons poliatômicos. Começamos 
por contar os pontos disponíveis para as ligações e os pares isolados, depois, arranjamos os átomos na ordem 
apropriada e, então, escrevemos a estrutura de Lewis. No caso dos oxoânions, normalmente (exceto para H) o 
átomo escrito primeiro na fórmula química é o átomo central. Em 24SO
 , por exemplo, o átomo S está rodeado por 
quatro átomos O. Cada átomo contribui com um número de pontos (elétrons) igual ao número de elétrons de sua 
camada de valência, mas é preciso ajustar o número total de pontos para representar a carga total. No caso de 
um cátion, subtraímos um ponto para cada carga positiva. No caso de um ânion, adicionamos um ponto para cada 
carga negativa. O cátion e o ânion têm de ser tratados separadamente porque eles são íons separados, isto é, 
não se ligam por pares compartilhados. A estrutura de Lewis do sulfato de amônio, (NH
4
)
2
SO
4
, por exemplo, é 
escrita como três íons entre colchetes. 
 
 
 Procuramos maneiras de usar todos os elétrons de valência para completar os octetos (ou dubletes). 
PROCEDIMENTO: 
Etapa 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. 
C O C C 
Sulfato de amônio, [NH ) SO4 2 4