Princípios gerais da ligação covalente:
A matéria é formada por átomos de diferentes elementos que
se combinam das mais diversas maneiras. Ao combinarem-se,
estão a interactuar uns com os outros, formando “elos” entre si,
ou seja, ligações químicas.
Essas ligações vão explicar a grande diversidade de substâncias
que encontramos à nossa volta, quer na terra quer noutro local
do universo.
Os átomos ligam-se uns aos outros, formando moléculas, para
adquirirem maior estabilidade, o que corresponde a um estado de
menor energia possível, ou seja, regem-se pelo Princípio da Energia
Mínima.
Os átomos podem adquirir uma configuração electrónica estável
de três maneiras: perdendo, recebendo ou partilhando electrões
de valência.
Quando os átomos partilham electrões de valência estabelecem,
entre eles, uma ligação que se designa por ligação covalente.
Os átomos tendem a partilhar os seus electrões de valência, de
modo a que as suas camadas electrónicas de valência fiquem
totalmente preenchidas. Nestas condições, os átomos adquirem
maior estabilidade.
A formação da ligação covalente pode ser explicada por duas
teorias: Teoria do Enlace de Valência e a Teoria das orbitais
moleculares.
Representação esquemática das forças de atracção e de
repulsão entre dois átomos:
As forças atractivas entre os núcleos dos átomos e os respectivos
electrões que tendem a aproximar os dois átomos fazem baixar
a energia potencial eléctrica do sistema dos dois átomos.
As forças repulsivas entre os electrões e entre os dois núcleos, que
tendem a afastar os dois átomos fazem aumentar a energia potencial
eléctrica.
Variação da energia potencial eléctrica do conjunto dos dois
átomos de oxigénio, á medida que a distância entre eles varia.
De início, as forças atractivas dominam as forças repulsivas, fazendo
com que os átomos se aproximem cada vez mais, provocando
deformação nas nuvens electrónicas dos dois átomos, diminuindo,
deste modo, a energia potencial eléctrica do conjunto.
A ligação ocorre quando, a uma determinada distância média (re)
entre os núcleos dos dois átomos, as forças atractivas e repulsivas
se compensam.
Variação da energia potencial eléctrica do conjunto dos dois
átomos de oxigénio, á medida que a distância entre eles varia.
A esta distância, os dois átomos adquirem uma estabilidade máxima,
ligando-se entre si, formando assim, uma molécula estável.
Se os núcleos se aproximam mais do que a distância média mínima,
as repulsões tornam-se mais intensas, aumentando a energia potencial,
fazendo com que os núcleos se afastem de novo, até atingirem a estabilidade.
Variação da energia potencial eléctrica do conjunto dos dois
átomos de oxigénio, á medida que a distância entre eles varia.
A distância média mínima (re) entre os núcleos da molécula assim
formada denomina-se distância internuclear de equilíbrio ou comprimento
de ligação.
A energia de ligação, é a energia libertada quando dois átomos isolados
se ligam para formar uma molécula (processo exoenergético).
Teoria do Enlace de Valência:
Os electrões de valência das moléculas são os electrões de
valência dos átomos que as constituem;
Só os electrões de valência contribuem para a formação da
molécula;
Na molécula, os electrões partilhados apresentam-se em pares
com spins opostos para minimizar a energia;
Na molécula, os electrões partilhados encontram-se, na maior
parte do tempo, na região entre os núcleos.
Exemplificando para a molécula de hidrogénio:
↑
•
↑
•
↑•
•↑
•↓↑ •
Parâmetros de ligação: Energia e comprimento da
ligação covalente
Molécula
Número de
electrões de
valência
partilhados
Ligação
covalente
Energia de
ligação
(kJ.mol-1)
Compriment
o de ligação
(re) em pm
N2
6
Tripla
945
110
O2
4
Dupla
498
121
F2
2
Simples
159
141
H2
2
Simples
436
74
Maior número de electrões partilhados ⇒ ligação mais forte ⇒
maior energia de ligação ⇒ maior estabilidade da molécula ⇒
menor reactividade química.
Parâmetros de ligação: Energia e comprimento da
ligação covalente
Molécula
Número de
electrões de
valência
partilhados
Ligação
covalente
Energia de
ligação
(kJ.mol-1)
Compriment
o de ligação
(re) em pm
N2
6
Tripla
945
110
O2
4
Dupla
498
121
F2
2
Simples
159
141
H2
2
Simples
436
74
Maior número de electrões partilhados ⇒
maior energia de ligação ⇒ menor comprimento de ligação.