QUÍMICA GERAL LIGAÇÕES QUÍMICAS COVALENTES Prof. Sérgio Pezzin

QUÍMICA GERAL

LIGAÇÕES QUÍMICAS

COVALENTES

Prof. Sérgio Pezzin

A Ligação Covalente: dois elétrons são compartilhados

Compostos covalentes

sólidodiamante (C)

líquidoH2O

gásCl2

A Ligação Covalente: dois elétrons são compartilhados

Em muitas circunstâncias, a formação de uma substância iônica não é energeticamente favorável.

Por exemplo, a formação de um cátion pode necessitar de muito mais energia (potencial de

ionização) do que a que pode ser recuperada pela energia liberada quando o ânion é formado e o sólido

iônico produzido (afinidade eletrônica e energia reticular).

Nestas circunstâncias forma-se uma LIGAÇÃO COVALENTE, que resulta do compartilhamento de

um par de elétrons entre os átomos.

A Ligação Covalente

s s

p p

Orbitais atômicos

Orbitais moleculares

Notação: estruturas de Lewis

lO••

•Ol•_ _ O = O

Na maior parte dos casos: 8 elétrons de valência(regra do octeto)

Notação: estruturas de Lewis

l

NH3 NH4+

Como escrever as estruturas de Lewis

1) Conte os elétrons de valência de todos os átomos da molécula.Adicione a carga se for um ânion ou subtraia se for um cátion. Dividindo este número por dois temos o número de pares eletrônicos que podemos distribuir.

Exemplo: NO3

-

número de elétrons: 5+3x6+1=24 número de pares: 24/2 = 12

Como escrever as estruturas de Lewis

2) Escolha um átomo central (normalmente o átomo com menor eletronegatividade (EN) - fora o hidrogênio).

O nitrogênio tem eletronegatividade mais baixa que o oxigênio. O átomo central é o N.

3) Arranje os outros átomos em torno do átomo central. Ligue o átomo central com os átomos ao redor por pares eletrônicos.

O O O O N N

O O

Como escrever as estruturas de Lewis 4) Complete os octetos dos átomos com os pares eletrônicos, se

possível.

5) Se não puder completar os octetos, forme ligações múltiplas com o átomo central.

6) Ajuste a carga total (para os ânions: ajuste a carga ao elemento com a maior EN; para os cátions: ao elemento com EN mais baixa).

O

N

O

O

N

o

o o

N

o

o o

- 7) Verifique se o número de pares está correto !

Qual é a carga de um átomo em uma molécula?

Limite apolar:os elétrons da ligação são divididos igualmente entre os 2 átomos que constituem a ligação

carga formalQform= V – (L+ 1/2P)

Para definir uma carga QI de um átomo I de uma molécula, comparamos o número de elétrons N pertencentes ao átomo I na ligação com o átomo isolado com V elétrons de valência:Q = V-N

A quais átomos pertencem os elétrons das ligações?

2 casos extremosL: número de pares

livresP: número de pares

compartilhados

Limite iônico:os elétrons ligantes são

inteiramente atribuídos ao elemento com maior eletronegatividade:

Número de oxidaçãoQox= V-L-P (para o

elemento com maior EN)

QOx=V-L (para os outros)0 0 0

-2 -2+4

Cargas formais e número de oxidação As cargas formais são indicadas. Quais são os números de oxidação ?

Quais são as cargas formais e os números de oxidação?

Como escrever as estruturas de Lewis 7) Das estruturas de Lewis possíveis escolha aquelas com as cargas

formais mais baixas.

N

o

o o

N

o

o o

N

o

o oN

o

o o

-1 -1

-1 -1

-1

-1

0 0

0

0 0 0

0 +2 -1 +1

Carga total Q = qi

Q = -1 Q = -1 Q = -1 Q = -1

estrutura com as cargas formais mais baixas IQI = IqiI IQI = 1 IQI = 5 IQI = 1 IQI = 3

Carga negativa não está sobre oátomo com maior EN

A regra do octeto é satisfeita ?

não não não sim

Estruturas de ressonância

N

o

o o

-1

0 0

0 N

oo

o

-10

0

0N

o o

o

-1

0

00

N

o

o o

Os 3 átomos de oxigênio são completamente equivalentes, e há portanto 3 possibilidades de escrever a estrutura de Lewis.Na realidade, as 3 ligações N-O têm o mesmo comprimento e a carga é distribuída sobre os 3 oxigênios, de maneira que a estrutura real é uma superposição das 3 estruturas de ressonância.

Exemplo famoso: o benzeno C6H6

estrutura de Kekuléestruturas de ressonância do benzeno

Exceções à regra do octeto

Participação de orbital p ou d : (compostos com mais que 8 elétrons de valência)

Outros exemplos: SF6, ICl2-, PO4

3-, I3-

Os radicais

Radicais:moléculas com um ou mais elétrons não-emparelhados

O2 biradical

1s1s

2s2s

Ligações covalentes de coordenação

Ácido de Lewis: aceita um par eletrônico(contém orbitais p ou d !)

Base de Lewis:Fornece um par livre

Exemplo: o boro

→ monovalente (pode formar uma ligação covalente)

Interação com outros átomos

4 orbitais híbridosdo tipo sp3

→ trivalente (pode formar 3 ligações covalentes)

I F I I F I I F I

BF3

I F I-

BF4-

Complexos ácido-base de Lewis

I N - HH

H

Corrigindo o modelo covalente:Eletronegatividade

O poder de atração dos elétrons por um átomo quando este é parte de uma ligação é

chamada de eletronegatividade.

Corrigindo o modelo covalente:Eletronegatividade

Ligações polares H-H EN = 0 ligação apolar

EN = 0 ligação polar: o par eletrônico é mais próximo do átomo com maior EN

i

ii rq

DipoloMomento dipolar

Corrigindo o modelo iônico:Polarizabilidade

Todas as ligações iônicas tem algum carátercovalente.

A ligação adquire maior caráter covalente quando a distorção da nuvem eletrônica aumenta.

Átomos que sofrem uma grande distorção são

altamente polarizáveis.

Átomos que podem causar distorção tem alto poder de polarização.

Corrigindo o modelo iônico:Polarizabilidade

Um ânion pode ser altamente polarizável se for grande:o núcleo exerce pouca influência sobre os elétrons mais externos

porque eles são pequenos.

Um cátion pode ter um grande poder polarizantese for pequeno:

núcleo exerce forte atração sobre os elétrons do átomo vizinho.

A força das ligações covalentes Entalpias médias de ligação (em kJ/mol)

Os comprimentos de ligações covalentes

Formas das moléculas O modelo VSEPR: Valence Shell Electron Pair Repulsion Model (Modelo da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência)

O modelo VSEPR Linear (2 EPs) (3 EPs) (4 EPs)

(5 EPs)

6 EPs

O carbono

As formas alotrópicas do carbono

diamante

grafite

C60

fullerenos

ligações carbono-carbono

Configuração de valência hibridização C estado fundamental C* configuração excitada sp3

(2 ligações possíveis) (4 ligações, 1 mais forte) (4 ligações equivalentes)

Modelo VSEPR: 4 orbitais forma tetraédrica

ligações, ligações simples

CH4

Hibridização ligações simples

Ligações duplas

C-H

H2CO

As ligações aromáticas

ligações simples e duplas alternadas

Todas as ligações são equivalentes

As ligações triplas

Resumo da hibridização

A Ligação Covalente

região com densidade eletrônica maior entre os núcleos

H H

1 2

→ atração entre os átomos→ repulsão entre os átomos

Interferência positiva Interferência negativa

região com densidade eletrônica diminuída entre os núcleos

A molécula mais simples: H2

Superposição positivaInterferência construtiva

Superposição negativaInterferência destrutiva

H H

um par de elétrons ligantes

•HH•

Um électron só (não-emparelhado)

A representação de Lewis

orbital molecularligante

orbital molecularanti-ligante *

: simetria cilíndrica em torno do eixo internuclear

As funções de onda das moléculas:

os orbitais moleculares

Pode-se aproximar os orbitais moleculares por uma combinação linear dos orbitais atômicos (MO-LCAO).

MOMO MOH ˆMOMO nível de energia molecular

Soluções da equação de Schrödinger para a molécula:

função de onda molecular

Orbitais moleculares

ligação (simétrica em torno do eixo internuclear, recobrimento de orbitais co-lineares)

ligação (mudança de sinal com a rotação, os átomos se aproximam lateralmente)

+

s p Sp

Orbitais híbridos

Orbital não-ligante

NN

HHHH

HH

Orbitais moleculares da H2O

Orbitais moleculares

WW22ClCl44(NHEt)(NHEt)22(PMe(PMe33))22

ligação de 2 orbitais atômicos dxz

ligação de 2 orbitais atômicos dz2

A representação das estruturas moleculares

A ligação metálica: Todos os átomos compartilham os elétronsENA e ENB baixos, ENAB ~ 0 (entre metal e metal)

Sólidos metálicos

gálio

ouro

sódio

objetos de magnésio

A ligação metálica

cátions com os elétrons de valência quase livres

estruturas compactas; fcc, hcp

Condutividade

Supercondutividade do YBa2Cu3O7

As Ligas

(latão)

(solda)

(aço inox)