IPT
Química 1
Introdução à
Ligação Covalente
João Luís Farinha Antunes
Escola Superior de Tecnologia de Tomar
Departamento de Arte, Conservação e Restauro
1
Sumário
Notação de Lewis
Como se forma uma ligação covalente
Formação da molécula de Hidrogénio
Átomos com mais que um electrão desemparelhado
O (Oxigénio); N (azoto); C (carbono)
Ligações duplas
Ligações mais frequentes dos elementos C, N, O, H e Cl
Concatenação do Carbono
Escrita de fórmulas moleculares de compostos de carbono
3
1
Notação de Lewis
Consiste numa representação esquemática da camada de valência de cada
átomo (os electrões do último nível energético).
Representa-se o símbolo do elemento rodeado dos seus electrões de
valência dispostos em cruz
.
Os electrões distribuem-se pelos 4 pontos “cardeais” o mais
desemparelhados possível.
Exemplos
Distribuições electrónicas dos
Notação de Lewis dos elementos
H, C e Cl
elementos 1H, 6C e 17Cl
H 1
(1 electrão de valência)
C 2; 4
(4 electrões de valência)
Cl 2; 8; 7 (7 electrões de valência)
H·
· ·C· ·
4
Como se forma uma ligação covalente
Nas ligações covalentes intervêm, apenas, os
electrões de valência.
Cada electrão desemparelhado vai-se emparelhar com outro electrão formando
uma ligação simples.
H2
5
2
Formação da molécula de hidrogénio
Átoms de hidrogénio que se ligam. A vermelho as zonas de densidade
eléctrica média negativa onde estão presentes os electrões.
Figura copiada de CHANG, Raymond – Química. México [etc.]:
McGraw Hill, 7ª ed., 2002. Tradução espanhola. Pág. 385.
No esquema da figura observa-se que os electrões se vão posicionar entre os dois átomos.
É devido à posição dos electrões, entre os átomos, que estes se mantêm juntos e se forma a
ligação covalente. Estes electrões chamam-se electrões ligantes.
Electrões que não estejam na zona intermédia não intervêm na formação da ligação e
chamam-se não ligantes.
6
Átomos com mais que um electrão desemparelhado
Os átomos que têm vários electrões desemparelhados fazem tantas
ligações quantos os electrões desemparelhados.
·
· ·
·
C
CH4
7
3
Elemento Oxigénio
8O
2; 6
(6 electrões de valência)
:
:
O
·
·
H2 O
8
Número de ligações que cada elemento faz
À volta de cada átomo há sempre um total ligações simples igual ao número de electrões
desemparelhados: à volta do Carbono há 4 ligações, do Azoto 3, do Oxigénio 2 e do
Hidrogénio e Halogéneos 1 ligação.
:
:
O
·
·
oxigénio
:
·
N
·
·
azoto
·
·
·
·
C
carbono
9
4
Exemplos de moléculas pequenas,
formadas por átomos ligados por covalência
10
Ligações múltiplas
Quando dois átomos têm dois ou mais electrões desemparelhados, ambos,
podem estabelecer ligações duplas, e por vezes, triplas (quando têm, ambos,
3 electrões desemparelhados).
Ligações duplas mais comuns
A dupla ligação conta como 2 no total de ligações que um átomo pode fazer.
11
5
Ligações mais frequentes dos elementos C, N, O, H e Cl
O
C
Cl
N
H
O
À volta do Carbono há sempre 4 ligações, do
Azoto 3, do Oxigénio 2 e do Hidrogénio e
Halogéneos 1.
C
4 ligações à volta
do Carbono
exemplos
H
H C
H
H
C H
H
H
H
C
H
C
H
H
H
H
H C
C
C
HH C HH
H
H
H C
H
H
H C
H
H
C H
H
H
N
H
N
H
H
C H
H
3 ligações
H
H C
H
H
H C
H
H
H C
H
(as ligações duplas contam por 2)
H H
H C C Cl
H H
O
H
O
C
H
H
C H
H
2 ligações à volta
do Oxigénio
O
12
Concatenação do carbono
O Carbono tem a propriedade, única em todos os elementos, de, naturalmente, se
ligar a outros átomos de carbono em estruturas sequenciais muito extensas.
exemplos
13
6
Escrita de fórmulas moleculares
Exemplo 1
Exemplo 2
Ácido Acético
Hexano
H3C
CH3
ou
Fórmula estrutural de traços completa
Fórmulas de traços simplificadas
CH3COOH
Fórmula molecular expandida
CH3(CH2)4CH3
Fórmula molecular (semi)expandida
C 2H4O2
C6H14
Fórmula molecular condensada
Fórmula molecular condensada
14
Sólidos covalentes
São sólidos, de estrutura tridimensional, onde todos os átomos estão
ligados aos seus vizinhos por ligações covalentes.
Têm propriedades muito diferentes dos restantes compostos covalentes.
Os outros formam moléculas estes não formam moléculas.
São muito duros. São insolúveis. Têm ponto de fusão muito alto.
Quartzo SiO2
Diamante
C
15
7
fim
Vitória de Samotrácia, c. 200 AC, 2,04 m, Louvre, Paris
16
8