LIGAÇÃO
COVALENTE
INTRODUÇÃO
• Resulta do compartilhamento de elétrons.
Ex: H2
• Os dois átomos de hidrogênio se
aproximam devido à força de atração que
depois de determinada distância
diminuem surgindo as forças repulsivas.
• Para H2 essa troca de forças ocorre a uma
distância de 0,074 nm (distância
internuclear).
Energia Potencial de dois átomos de
hidrogênio em função da distância.
ESTRUTURAS DE LEWIS E
TEORIA DO OCTETO
• Os átomos tendem a adquirir a
configuração eletrônica ns2np6
característica dos gases nobres.
• Regra do octeto: os átomos tendem a
formar ligações até estarem rodeados por
8 elétrons. (válido para elementos do 2º
período)
As ligações covalentes podem ser representadas pelos
símbolos de Lewis dos elementos:
Cl + Cl
Cl Cl
Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma
ligação pode ser representado por uma única linha:
Cl Cl
H F
H O
H
H N H
H
H
H C H
H
Casos para os quais a regra do octeto não
é adequada:
• moléculas com número ímpar de elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem menos
de um octeto, ou seja, moléculas deficientes
em elétrons;
• moléculas nas quais um átomo tem mais do
que um octeto, ou seja, moléculas com
expansão de octeto.
Número ímpar de elétrons
• Poucos
exemplos.
Geralmente,
moléculas como ClO2, NO e NO2 têm
um número ímpar de elétrons.
N O
N O
Deficiência em elétrons
• Relativamente raro.
• As moléculas com menos de um octeto são
típicas para compostos dos Grupos 1A, 2A, e
3A.
• O exemplo mais típico é o BF3.
•
•
•
Expansão do octeto
Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais
de um octeto (os do 2°período não têm orbital “d ”)
Após o terceiro período, os orbitais d tem energia
suficientemente baixa para participarem de ligações e
receberem a densidade eletrônica extra.
PCl5
__
3s
__ __ __
3p
__ __ __ __ __
3d
__
3s
__ __ __
3p
__ __ __ __ __
3d
ICl4-
I = 7 eCl = 7 e+ 1 eTotal = 36 e..
..
: Cl
..
..
..
..I
: Cl
..
Cl :
..
..
Cl :
..
LIGAÇÕES MÚLTIPLAS
Quando mais de um par de elétrons é compartilhado entre
dois átomos.
• Um par de e- compartilhado = ligação simples (H2);
• Dois pares de e- compartilhados = ligação dupla (O2);
• Três pares de e- compartilhados = ligação tripla (N2).
H H
O O
N N
• Em geral, a distância entre os átomos
ligados diminui à medida que o número de
pares de elétrons compartilhados
aumenta.
N-N
1,47 Å
N=N
1,24 Å
N≡N
1,10 Å
Energia de dissociação da ligação é a
energia necessária para quebrar essa
ligação.
LIGAÇÃO COORDENADA OU
DATIVA
• Tipo de interação em que apenas um dos
átomos contribui com o par de elétrons
para a formação da ligação.
• Exemplos: HNO3, H2SO4, N2O4.
Ressonância
• Algumas vezes não é possível representar
uma molécula com uma única estrutura de
Lewis.
Ex.: O3
• A estrutura de Lewis requer uma ligação
simples (mais longa) e uma ligação dupla
(mais curta).
• Evidências experimentais mostram que as
duas ligações são idênticas.
Estrutura de
Lewis:
O
O
O
Dados experimentais:
A estrutura é uma forma intermediária entre
I e II.
• As estruturas de ressonância são
representações de uma estrutura real, que
é uma mistura entre várias possibilidades.
Ressonância no benzeno
• A estrutura experimental do benzeno mostra
que todas as ligações C-C têm o mesmo
comprimento.
• Estruturas de ressonância: ligações simples
entre átomos de C e seis elétrons adicionais
deslocalizados por todo o anel:
ELETRONEGATIVIDADE
• H2: os elétrons estão igualmente partilhados
entre os dois núcleos.
• Situação diferente, por exemplo, para o HCl ou
HF: os elétrons passam mais tempo na
vizinhança de um dos átomos.
Cargas
parciais
δ+
δ-
Ligação covalente polar
H-F
δ+ δ-
Eletronegatividade (χ): medida da capacidade
de um átomo atrair para si os elétrons
partilhados numa ligação química.
Variação na Tabela Periódica:
Períodos: aumenta da esquerda para a direita
(> Zef > eletronegatividade)
Famílias: aumenta de baixo para cima
(<raio >eletronegatividade)
Escala de Pauling de
eletronegatividades
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
Representa o grau com que o par de
elétrons é compartilhado pelos átomos
ligados.
LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR
• Átomos idênticos possuem a mesma
eletronegatividade. Ex.: H2.
• Os dois núcleos atraem igualmente o par
de elétrons.
LIGAÇÃO COVALENTE POLAR
• Átomos de elementos diferentes possuem
eletronegatividades diferentes. Ex. HF
• Os dois núcleos NÃO atraem igualmente o
par de elétrons.
• Quanto maior a diferença de
eletronegatividade, mais polar é a ligação.
O extremo da ligação polar é a ligação iônica: a
diferença de eletronegatividade entre os os dois
átomos é tão grande que o elétron de um é
transferido para o outro.
Grau de caráter iônico e de caráter covalente:
Diferença de
Eletronegatividade
zero
Exemplo
intermediária
Tipo de
Ligação
Covalente
Apolar
Covalente Polar
grande
Iônica
Na-Cl
Cl-Cl
H-Cl
Previsão do caráter da ligação (regra é apenas indicativa):
• ∆χ < 1,7: ligação covalente polar
• ∆χ > 1,7: ligação iônica
• ∆χ ~ 1,7: 50% de caráter iônico e 50% de caráter
covalente
• ∆χ = 0: ligação covalente apolar (0% de caráter iônico).
Propriedades de compostos covalentes e
iônicos
• Compostos iônicos: sólidos de ponto de fusão
elevado.
• Compostos covalentes: geralmente gases,
líquidos ou sólidos de baixo ponto de fusão.
Composto
NaCl
CCl4
Aspecto
Sólido branco
Líquido incolor
T fusão (°C )
801
- 23
T ebulição (°C )
1413
76,5
Solubilidade em
água
solúvel
insolúvel
BALANÇO DE CARGAS
CARGAS FORMAIS
• Carga Formal é a carga que um átomo teria se
todos os pares de elétrons fossem igualmente
compartilhados.
• Quando é possível escrever mais de uma
estrutura de Lewis para uma molécula, o
cálculo da carga formal vai decidir por qual
estrutura optar.
• A estrutura mais estável tem:
• a carga formal mais baixa em cada átomo,
• a carga formal mais negativa nos átomos
mais eletronegativos.
Cálculo da carga formal:
e- valência átomo isolado - e- atribuídos ao átomo
na estrutura de Lewis
•
•
•
Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes)
são atribuídos ao átomo no qual estão localizados.
Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo
em uma ligação.
A soma das cargas formais de uma molécula neutra é
igual a zero e a de um íon é igual à carga do mesmo.
C N
Para o C:
• Átomo isolado: 4 e- de valência
• Na estrutura de Lewis:
2 e- não-ligantes + 3 e- da ligação tripla. Total: 5 e• Carga formal: 4 - 5 = -1.
Para o N:
• Átomo isolado: 5 e- de valência.
• Na estrutura de Lewis;
2 e- não-ligantes + 3 e- da ligação tripla. Total: 5 e• Carga formal = 5 - 5 = 0.
e- valência:
6
4
6
6
4
6
e- atr. ao átomo
6
4
6
7
4
5
Carga formal:
0
0
0
-1
0
+1
EXERCÍCIOS
Atribuir a carga formal para os átomos das
moléculas abaixo:
1) HClO4
2) HClO2
3) OCN4) ClO3-