E a capacidade que um átomo tem de atrair para si o par eletrônico que ele compartilha com outro átomo em uma ligação covalente esta afirmação se aplica a?

A eletronegatividade é uma propriedade periódica que mede a tendência que um átomo possui de atrair elétrons para perto de si quando se encontra ligado a outro elemento.

A eletronegatividade é definida como a força que determinado átomo possui de atrair os elétrons de uma ligação covalente para si.

Isso significa que a eletronegatividade é uma grandeza relativa, pois ela é analisada por meio de uma comparação entre a capacidade que dois átomos ligados possuem de atrair os elétrons. Além disso, ela é uma propriedade periódica, uma vez que, à medida que o número atômico aumenta, ela adquire valores semelhantes para intervalos regulares. Existem várias formas de medir a eletronegatividade dos elementos, mas a forma mais conhecida e usada é a que foi determinada pelo cientista Linus Pauling. Os valores obtidos por ele estão presentes na imagem a seguir:

Veja que os valores da eletronegatividade crescem de cima para baixo e da esquerda para a direita.

O que isso significa? Significa que a eletronegatividade cresce com a diminuição do raio de um átomo.

Por exemplo, quando consideramos os elementos pertencentes a uma mesma família (coluna), vemos que o raio dos átomos vai aumentando de cima para baixo, isso ocorre porque o número de camadas eletrônicas também vai aumentado. Com o aumento do raio atômico, a distância entre o núcleo (positivo) e os elétrons (negativos) da última camada eletrônica (camada de valência), que realiza a ligação covalente, fica maior e, consequentemente, a atração entre eles diminui. Assim, a eletronegatividade dos elementos de cima é maior que a dos elementos que ficam mais abaixo.

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Agora, quando consideramos os elementos pertencentes ao mesmo período (linhas), todos eles têm a mesma quantidade de camadas eletrônicas, a diferença é que a quantidade de elétrons na última camada aumenta da esquerda para a direita. Nesse sentido cresce, então, a atração entre os elétrons e o núcleo, ficando menor o raio atômico e aumentando a eletronegatividade.

Desse modo, o elemento mais eletronegativo é o Flúor (4,0) e o menos eletronegativo é o césio (0,7).

Existe uma forma de você saber a ordem de eletronegatividade dos elementos mais eletronegativos, que são:

F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > H

Os valores de suas eletronegatividades são, respectivamente:

4,0 > 3,5 > 3,0 > 3,0 > 2,8 > 2,5 > 2,5 > 2,5 < 2,1

Para lembrar a ordem dessa fila de eletronegatividade, guarde na memória a frase apresentada a seguir, em que a inicial de cada palavra corresponde ao símbolo dos elementos em questão:

“Fui Ontem No Clube, Briguei ISaí Correndo Para o Hospital”.

Aproveite para conferir nossas videoaulas relacionadas ao assunto:

Por Jennifer Rocha Vargas Fogaça

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como na 
figura. Evidentemente, quando os dois átomos são iguais, 
como acontece nas moléculas H2 e Cl2, não há razão para um 
átomo atrair o par eletrônico mais do que o outro. Teremos, 
então, uma ligação covalente apolar. Consequentemente, 
podemos definir: 
Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem de 
atrair para si o par eletrônico que ele compartilha com outro 
átomo em uma ligação covalente. 
Baseando-se em medidas experimentais, o cientista Linus 
Pauling criou uma escala de eletronegatividade, que 
representamos a seguir num esquema da Tabela Periódica 
(esses valores não têm unidades): 
 
 
1 Sistema constituído por duas cargas elétricas puntiformes de mesmo 
valor, mas de sinais opostos, à pequena distância uma da outra. 
Os elementos mais eletronegativos são os halogênios 
(especialmente o flúor, com eletronegatividade igual a 4,0), 
o oxigênio (3,5) e o nitrogênio (3,0). Os elementos das 
colunas B da Tabela Periódica têm eletronegatividades que 
variam de 1,2 (eletronegatividade do Y-ítrio) a 2,4 
(eletronegatividade do Au-ouro). É interessante também 
notar que a eletronegatividade de cada elemento químico 
está relacionada com seu potencial de ionização e sua 
eletroafinidade (ou afinidade eletrônica). 
Consequentemente, a eletronegatividade é também uma 
propriedade periódica, como podemos ver no gráfico 
abaixo: 
 
No esquema dado ao lado, 
as setas indicam o aumento 
da eletronegatividade dos 
elementos (e a parte mais 
escura indica a localização dos elementos de maior 
eletronegatividade). 
Podemos ainda dizer que, no sentido oposto das setas 
indicadas nesse esquema, a eletropositividade dos 
elementos aumenta, atingindo seu máximo nos metais 
alcalinos, que estão situados na coluna 1A. Observe que os 
gases nobres foram excluídos, porque não apresentam nem 
caráter negativo nem caráter positivo. 
2. Ligações apolares e ligações polares 
Uma decorrência importante do estudo da 
eletronegatividade dos elementos é que, em função da 
diferença de eletronegatividade (∆) entre os átomos 
envolvidos, podemos classificar as ligações covalentes como: 
• Ligações apolares: são as que apresentam diferença de 
eletronegatividade igual a zero (ou muito próximo de zero). 
Exemplos: 
 
• Ligações polares: são as que apresentam diferença de 
eletronegatividade diferente de zero. Exemplos: 
Note que a segunda ligação é mais polar que a primeira. 
Agora é importante salientar o seguinte: quando essa 
diferença ultrapassa o valor 1,7, a atração exercida por um 
dos átomos sobre o par eletrônico é tão grande que a 
ligação covalente se “rompe”, tornando-se uma ligação 
iônica. Exemplos: 
 
Consequentemente, podemos afirmar que existe uma 
transição gradativa entre as ligações covalentes e as iônicas, 
à proporção que o valor de ∆ aumenta. Podemos então 
construir a seguinte tabela: 
 
Aplicando essa ideia a alguns compostos ao longo da 
Classificação Periódica, temos: 
 
Como resumo geral temos, então, o seguinte esquema: 
 
3. Momento dipolar 
As moléculas polares se orientam sob a ação de um campo 
elétrico externo conforme o esquema abaixo: 
 
A capacidade de a molécula se orientar é maior ou menor 
dependendo da diferença de eletronegatividade e do 
comprimento da ligação entre os átomos. Por isso, a medida 
da polaridade das ligações é feita pelo chamado momento 
dipolar, que é representado pela letra grega µ (mi). 
Momento dipolar (µ) é o produto do módulo da carga 
elétrica parcial (δ) pela distância entre os dois extremos de 
um dipolo. 
 
O momento dipolar é medido na unidade debye (D), que 
equivale a 3,33 . 10-30 Coulomb.metro. Temos a seguir alguns 
exemplos de momentos dipolares: 
 
Na molécula, o momento 
dipolar pode ser mais 
bem representado pelo 
chamado vetor momento 
dipolar, em que a direção 
do vetor é a da reta que une os núcleos dos átomos; o 
sentido do vetor é o do átomo menos para o mais 
eletronegativo; e o módulo do vetor é igual ao valor 
numérico do momento dipolar. 
4. Moléculas polares e moléculas apolares 
Surge, agora, uma pergunta importante: quando uma 
molécula tem ligações polares, ela será obrigatoriamente 
polar? Nem sempre, como você poderá ver pelos exemplos 
seguintes. 
• A molécula BeH2 tem 
duas ligações polares, pois 
o hidrogênio é mais 
eletronegativo do que o 
berílio. No entanto, considerando que a molécula é linear, a 
atração eletrônica do hidrogênio “da esquerda”é 
contrabalançada pela atração do hidrogênio “da direita” e, 
como resultado final, teremos uma molécula não-polar (ou 
apolar). Em outras palavras, a resultante dos dois vetores é 
nula. 
• A molécula BCl3 tem três 
ligações polares. No entanto, 
a disposição dos átomos na 
molécula faz com que os três 
vetores momento dipolar se 
anulem e, como resultado, a 
molécula é apolar. 
• A molécula de água, por sua vez, tem forma de V. Somando 
os vetores momento dipolar µ1 e µ2, teremos, segundo o 
esquema abaixo, o vetor resultante (µ). Consequentemente: 
a molécula de água é polar (µ = 1,84 D); o “lado” onde estão 
os hidrogênios é o mais eletropositivo (δ+); o “lado” do 
oxigênio é o mais eletronegativo (δ-). É devido a essa 
polaridade que um filete de água que escorre de uma 
torneira pode ser desviado por um objeto eletrizado. 
 
• A molécula de 
amônia (NH3) tem a 
forma de uma 
pirâmide trigonal. 
Nessa molécula, os 
vetores momento 
dipolar também não 
se anulam e, como resultado, a molécula é polar (µ = 1,48 
D). Junto aos hidrogênios, a molécula é mais eletropositiva 
(δ+); e junto ao par eletrônico livre, ela é mais eletronegativa 
(δ-). 
• A molécula do 
tetracloreto de 
carbono (CCl4) tem 
forma de um 
tetraedro regular. 
Existem quatro 
ligações polares, mas 
os vetores se anulam; consequentemente, a molécula é 
apolar (µ = 0). No entanto, bastaria trocar, por exemplo, um 
átomo de cloro por um de hidrogênio, para que a nova 
molécula (CHCl3) fosse polar, isto é: quando os vetores 
momento dipolar não se anulam, a molécula será polar. 
Outra maneira de analisar a polaridade de uma molécula é 
comparar os números de: 
• pares eletrônicos ao redor do átomo central; 
• átomos iguais ligados ao átomo central. 
Se esses dois números forem diferentes, a molécula será 
polar. Por exemplo: 
 
É importante ainda comentar que a 
polaridade das moléculas influi nas 
propriedades das substâncias. Um 
exemplo importante é o da 
miscibilidade (ou solubilidade) das 
substâncias. A água e o álcool comum, 
que são polares, misturam-se em 
qualquer proporção. A gasolina e o 
querosene, que são apolares, também se misturam em 
qualquer proporção. Já a água (polar) e a gasolina (apolar) 
não se misturam. Daí a regra prática que diz: 
Substância polar tende a se dissolver em outra substância 
polar e substância apolar tende a se dissolver em outra 
substância apolar. Ou, de uma forma mais resumida, 
“semelhante dissolve semelhante”. 
Exercícios 
1. (UFF-RJ) Com base nas diferenças de eletronegatividade 
apresentadas no quadro abaixo, classifique as ligações 
indicadas conforme sejam iônicas, covalentes polares ou 
covalentes apolares. Justifique sua classificação. 
 
2. (Cesgranrio-RJ) Arranje, em ordem crescente de caráter 
iônico, as seguintes ligações do Si: Si-C, Si-O, Si-Mg, Si-Br. 
a) Si-Mg, Si-C, Si-Br, Si-O d) Si-C, Si-O, Si-Br, Si-Mg 
b) Si-C, Si-O, Si-Mg, Si-Br e) Si-O, Si-Br, Si-C, Si-Mg 
c) Si-C, Si-Mg, Si-O, Si-Br 
3. (UFF-RJ) A capacidade que um átomo

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E a capacidade que um átomo possui de atrair para si o par de elétrons compartilhado com outro átomo?

Quais são os tipos de ligações covalentes?

O que ocorre na ligação covalente?

Em qual tipo de ligação ocorre o compartilhamento de elétrons?