QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES QUÍMICAS
COVALENTES
Prof. Sérgio Pezzin
A Ligação Covalente:
dois elétrons são compartilhados
Compostos covalentes
líquido
H 2O
sólido
diamante (C)
gás
Cl2
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
Orbitais atômicos
p
p
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: NO3número 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.
O
N
O
O
5) Se não puder completar os octetos, forme ligações múltiplas com o
átomo central.
o
N
o
o
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
7) Verifique se o
número de pares está
correto !
Qual é a carga de um átomo em uma molécula?
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
Limite iônico:
os elétrons ligantes são
inteiramente atribuídos ao
elemento com maior
eletronegatividade:
Qox= V-L-P (para o
elemento com maior EN)
QOx=V-L (para os outros)
+4
Limite apolar:
os elétrons da ligação
são divididos
igualmente entre os 2
átomos que
constituem a ligação
2 casos extremos
L: número de pares
livres
P: número de pares
compartilhados
Número de oxidação
-2
A quais átomos
pertencem os elétrons
das ligações?
carga formal
Qform= V – (L+ 1/2P)
0
-2
0
0
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.
o
-1
o
0N
0
0
N +2
o
o
-1
0
-1 o
-1
o
N
o -1
o
-1
o
0
o
o
o
0
0
-1
Carga total Q = Sqi
Q = -1
+1
N
Q = -1
Q = -1
estrutura com as cargas formais mais baixas IQI = SIqiI
IQI = 1
IQI = 5
IQI = 1
Q = -1
IQI = 3
Carga negativa não está sobre o
átomo com maior EN
A regra do octeto é satisfeita ?
não
não
não
sim
Estruturas de ressonância
o -1
o
0N
o
0
N
o
o
o
0
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 Kekulé
estruturas 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-, PO43-, I3-
Os radicais
Radicais:
moléculas com um ou mais
elétrons não-emparelhados
O2 biradical
2s
2s
1s
1s
Ligações covalentes de coordenação
Exemplo: o boro
IFI IFIIFI
Interação com
outros átomos
→ monovalente
(pode formar uma
ligação covalente)
IFI
4 orbitais híbridos
do tipo sp3
→ trivalente (pode formar 3
ligações covalentes)
H
IN-H
H
-
Base de
Lewis:
Fornece um
par livre
BF3
Ácido de Lewis: aceita um par
eletrônico
(contém orbitais p ou d !)
BF4Complexos ácidobase de Lewis
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
DEN = 0 ligação apolar
DEN = 0 ligação polar: o par eletrônico é
mais próximo do átomo com maior EN
Dipolo
Momento dipolar

   q i ri
i
Corrigindo o modelo iônico:
Polarizabilidade
Todas as ligações iônicas tem algum caráter
covalente.
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 polarizante
se 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
grafite
fullerenos
diamante
C60
ligações carbono-carbono
Configuração de valência
hibridização
C estado fundamental
C* configuração excitada
sp3
(2 ligações possíveis) (4 ligações, 1 mais forte) (4 ligações equivalente
Modelo VSEPR: 4 orbitais  forma tetraédrica
CH4
ligações s, ligações simples
Hibridização
ligações simples
C-H
Ligações duplas
H2CO
As ligações aromáticas
ligações simples e duplas alternadas
Todas as ligações
são equivalentes
As ligações triplas
Resumo da hibridização
A Ligação Covalente
Interferência positiva
1
Interferência negativa
2
H
H
região com densidade eletrônica
maior entre os núcleos
→ atração entre os átomos
região com densidade eletrônica
diminuída entre os núcleos
→ repulsão entre os átomos
A molécula mais simples: H2
um par de
elétrons
ligantes
H
A representação
de Lewis
orbital
molecular
anti-ligante s*
Superposição negativa
Interferência destrutiva
H
Um électron só
(não-emparelhado)
H•
•H
s: simetria
cilíndrica em
torno do eixo
internuclear
Superposição positiva
Interferência construtiva
orbital
molecular
ligante s
As funções de onda das moléculas:
os orbitais moleculares
Soluções da equação de Schrödinger para a molécula:
MO
ˆ
H

 MO

MO  MO
função de onda molecular
MO nível de energia molecular
Pode-se aproximar os orbitais moleculares por
uma combinação linear dos orbitais atômicos
(MO-LCAO).
Orbitais moleculares
N
H
ligação 
ligação s
(simétrica em torno do
eixo internuclear,
recobrimento de orbitais
co-lineares)
H
Orbital não-ligante
(mudança de sinal com a
rotação, os átomos se
aproximam lateralmente)
Orbitais híbridos
+
s
p
H
Sp
Orbitais moleculares da H2O
Orbitais moleculares
W2Cl4(NHEt)2(PMe3)2
ligação  de 2 orbitais
atômicos dxz
ligação s de 2 orbitais
atômicos dz2
A representação das estruturas moleculares
A ligação metálica:
Todos os átomos compartilham os elétrons
ENA e ENB baixos, DENAB ~ 0 (entre metal e metal)
Sólidos metálicos
sódio
ouro
objetos de magnésio
gálio
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)