LIGAÇÃO COVALENTE
A ligação covalente, geralmente é feita entre os não-metais e não metais, hidrogênio e não-metais e hidrogênio com hidrogênio.
Esta ligação é caracterizada pelo compartilhamento de elétrons. O hidrogênio possui um elétron na sua camada de valência. Para ficar idêntico ao gás nobre hélio com 2 elétrons na última camada. Ele precisa de mais um elétron. Então, 2 átomos de hidrogênio compartilham seus elétrons ficando estáveis:
Ex. H (Z = 1) K = 1
H – H → H2
O traço representa o par de elétrons compartilhados.
Nessa situação, tudo se passa como se cada átomo tivesse 2 elétrons em sua eletrosfera. Os elétrons pertencem ao mesmo tempo, aos dois átomos, ou seja, os dois átomos compartilham os 2 elétrons. A menor porção de uma substância resultante de ligação covalente é chamada de molécula. Então o H2 é uma molécula ou um composto molecular. Um composto é considerado composto molecular ou molécula quando possui apenas ligações covalentes
Observe a ligação covalente entre dois átomos de cloro:
Fórmula de Lewis o
u Fórmula Eletrônica
Cl – Cl
Fórmula Estrutural
Cl 2
Fórmula Molecular
Conforme o número de elétrons que os átomos compartilham, eles podem ser mono, bi, tri ou tetravalentes.
A ligação covalente pode ocorrer também, entre átomos de diferentes elementos, por exemplo, a água.
Fórmula de Lewis
Fórmula Estrutural
H2O
Fórmula Molecular
A água, no exemplo, faz três ligações covalentes, formando a molécula H2O. O oxigênio tem 6é na última camada e precisa de 2é para ficar estável. O hidrogênio tem 1 é e precisa de mais 1é para se estabilizar. Sobram ainda dois pares de elétrons sobre o átomo de oxigênio.
A ligação covalente pode ser representada de várias formas.
As fórmulas em que aparecem indicados pelos sinais . ou x são chamadas de fórmula de Lewis ou fórmula eletrônica.
Quando os pares de elétrons são representados por traços ( -) chamamos de fórmula estrutural plana, mostrando o número de ligações e quais os átomos estão ligados.
A fórmula molecular é a mais simplificada, mostrando apenas quais e quantos átomos têm na molécula.
Veja o modelo:
H . . H H
– H H2
Fórmula de Lewis ou eletrônica Fórmula Estrutural Plana Fórmula Molecular


 Polaridade das Ligações Químicas
A eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem de atrair para si o par de elétrons que ele compartilha com outro átomo em uma ligação covalente. As medidas experimentais foram feitas pelo cientista Linus Pauling, que criou uma escala de eletronegatividade.
De acordo com a diferença de eletronegatividade dos elementos, pode-se classificar a ligação covalente em polar ou apolar.
= diferença de eletronegatividade
Ligação Apolar ( =0)
A diferença de eletronegatividade tem que ser igual à zero. Geralmente, acontece em moléculas de átomos iguais.
Exemplos:
Ligação Polar ( )
A diferença de eletronegatividade tem que diferente de zero. Geralmente, acontece em moléculas de átomos diferentes.
Exemplos:
Observe que a ligação entre I e F é mais polar do que a ligação entre H e Cl.
Se o valor for maior que 1,7, a ligação é iônica.
Exemplos:
Polaridade das Moléculas
Durante as ligações químicas, podem sobrar elétrons do átomo central.
Então:
- molécula polar – quando não sobram elétrons do átomo central.
- molécula apolar – quando sobram elétrons do átomo central.


 ÇÕES INTERMOLECULARES / INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
Os sólidos iônicos estão unidos por causa da forte atração entre seus íons cátions e seus íons ânions. A maioria dos metais são sólidos a temperatura ambiente por causa da ligação metálica.
As substâncias que tem ligações covalentes podem ser, em temperatura ambiente, sólida, liquida ou gasosa. Isto mostra que as interações entre estas moléculas podem ser maiores ou menores.
Existem três tipos de interações intermoleculares. Elas servem somente para as substâncias que possuem ligações covalentes. São elas:
- Pontes de Hidrogênio ou Ligações de Hidrogênio;
- Forças dipolo-dipolo, dipolo-permanente ou dipolar;
- Forças de London, Forças de Van der Waals ou dipolo-induzido.
Pontes de Hidrogênio
Esta interação intermolecular pode ser chamada também de Ligações de Hidrogênio. É realizada sempre entre o hidrogênio e um átomo mais eletronegativo, como flúor, oxigênio e nitrogênio.
Flúor
H + Oxigênio
Nitrogênio
É característico em moléculas polares. Podem ser encontrados no estado sólido e liquido.
É a ligação mais forte de todas, devida à alta eletropositividade do hidrogênio e à alta eletronegatividade do flúor, oxigênio e nitrogênio. De um lado, um átomo muito positivo e do outro, um átomo muito negativo. Isto faz com que a atração entre estes átomos seja muito forte. Por isso, em geral são sólidos ou líquidos.
Exemplos:
H2O, HF, NH3
Uma conseqüência das pontes de hidrogênio que existem na água é a sua elevada tensão superficial. As moléculas que estão no interior do líquido atraem e são atraídas por todas as moléculas vizinhas, de tal modo que as essas forças se equilibram. Já as moléculas da superfície só são atraídas pelas moléculas de baixo e dos lados. Consequentemente, essas moléculas se atraem mais fortemente e criam uma película parecida com uma película elástica na superfície da água. Este fenômeno ocorre com todos os líquidos, mas com a água, acontece mais intensamente. A tensão superficial explica alguns fenômenos, como por exemplo, o fato de alguns insetos caminharem sobre a água e a forma esférica das gotas de água.
Dipolo-Dipolo
Esta interação intermolecular pode ser chamada também de dipolo-permanente ou dipolar.
Ocorre em polares. É menos intensa que as pontes de hidrogênio.
Quando a molécula é polar, há de um lado um átomo mais eletropositivo e do outro, um átomo mais eletronegativo.
Estabelece-se de modo que a extremidade negativa do dipolo de uma molécula se oriente na direção da extremidade positiva do dipolo de outra molécula.
Assim:
Exemplos:
HCl, HBr, HI
Forças de London
Esta interação intermolecular pode ser chamada também de dipolo-induzido ou Forças de Van der Waals.
É a interação mais fraca de todas e ocorre em moléculas apolares. Neste caso, não há atração elétrica entre estas moléculas. Deveriam permanecer sempre isolados e é o que realmente acontece porque, em temperatura ambiente, estão no estado gasoso.
São cerca de dez vezes mais fracas que as ligações dipolo-dipolo.
A molécula mesmo sendo apolar, possui muitos elétrons, que se movimentam rapidamente. Pode acontecer, em um dado momento, de uma molécula estar com mais elétrons de um lado do que do outro. Esta molécula estará, portanto, momentaneamente polarizada e por indução elétrica, ira provocar a polarização de uma molécula vizinha (dipolo induzido), resultando uma fraca atração entre ambas. Esta atração é a Força de London.
Exemplos:
Cl2, CO2, H2
Quadro-Resumo das propriedades físicas e os tipos de ligações:
Tipo de substância
Metálica Iônica Covalente polar Covalente apolar
Partícula Átomos e cátions
Íons moléculas Moléculas
Atração entre as partículas
Por “elétrons livres”
Atração eletrostática
Pontes de hidrogênio ou dipolo-dipolo Van der Waals
Estado físico Sólido (exceto Hg)
Sólido Líquido Gasoso
PF e PE Alto Alto Baixo Muito baixo
Condutividade elétrica
Alta (sólidos e líquidos), sem atração da substância
Alta (fundidos ou em solução)
Praticamente nula quando pura. Condutora quando em solução
Nula
Solubilidade em solventes comuns
Insolúvel
Solúvel em solvente polar
Solúvel em solvente polar
Solúvel em solvente apolar
Dureza Dura, mas maleável e dúctil
Dura, porém quebradiça - -
Geralmente, usa-se a regra que semelhante dissolve semelhante. Isto quer dizer que solvente polar dissolve substância polar e que solvente apolar dissolve substância apolar. Mas nem sempre esta regra está correta. A água, por exemplo, é uma substância polar e pode dissolver o álcool etílico, que é apolar.


 GEOMETRIA MOLECULAR
A geometria molecular explica como estão dispostos os átomos dentro da molécula. Os átomos tendem a ficar numa posição mais espaçada e esparramada possível. Assim, conseguem adquirir a estabilidade. As geometrias moleculares são: linear, angular, trigonal planar, piramidal, tetraédrica, octaédrica, forma de T, bipirâmide trigonal, gangorra ou tetraédrica distorcida, quadrado planar, pirâmide de base quadrática.
Veja as principais geometrias moleculares:
Linear
Ex:
Para moléculas diatômicas (com dois átomos).
Polar – átomos diferentes: HCl H – Cl
Apolar – átomos iguais: H2 H – H
Para moléculas triatômicas (com três átomos), sem sobra de elétrons do elemento central. Apolares.
Formam um ângulo de 180°.
CS2 S – C – S
Angular
Para moléculas triatômicas com sobra de elétrons. Polares.
Formam um ângulo de 109°28´.
Trigonal Planar
Para moléculas tetratômicas sem sobra de elétrons. Apolares.
Piramidal
Para moléculas tetratômica, com sobra de um par de elétrons. Polares.
Tetraédrica
Para moléculas pentatômicas com átomo central. Apolares.