LIGAÇÃO COVALENTE:
PRINCÍPIOS/ESTRUTURAS DE LEWIS
LIGAÇÃO QUÍMICA
Principais Tipos de Ligação Química
Iônica
Covalente
Metálica
Gilbert N. Lewis
LIGAÇÃO COVALENTE:
Compartilhamento de elétrons
entre dois átomos
ESTRUTURAS DE LEWIS
Representação dos elétrons de valência por pontos
Cloro (Z= 17):
Cl: 1s22s22p63s23p5
Cl
REPRESENTAÇÃO PARA ÍONS
-
Cl- ⇒ Cl + 1 elétron:
Cl: 1s22s22p63s23p6
Cl
Na (Z= 11)
Na:
1s22s22p63s1
Na+:
1s22s22p63s0
Na
Na
+
REGRA DO OCTETO
Átomos perdem, ganham ou
compartilham elétrons de
forma que tenham oito elétrons
em sua camada de valência.
Configuração eletrônica de gás nobre:
Ne: 1s22s22p6
Ar: 1s22s22p63s23p6
Válido especialmente para: C, N, O, halogênios,
metais alcalinos/alcalino terrosos.
Existem muitas exceções!!!!!!!!!!!
Regra do Octeto e Representações
Moleculares
Exemplos: H2, HF, F2, NH3, O2, N2
REGRAS PARA A ELABORAÇÃO DE ESTRUTURAS DE
LEWIS
Kotz: Capítulo. 9; Brown : Capítulo 8
1. Átomo Central:
-
Geralmente o átomo de menor afinidade eletrônica.
-
Frequentemente temos como átomo central C, N, P, S.
-
Halogênios são normalmente átomos terminais, porém nos oxiácidos
são os átomos centrais, pex: HClO4.
-
Hidrogênio é sempre átomo terminal.
CH2O: formaldeído
Exemplo:
CH2O, átomo central C
2. Determinação do Número Total de Elétrons de Valência:
- Exemplo CH2O:
C: 1s22s22p2 = 4 elétrons
H: 1s1 = 2x1= 2 elétrons
O: 1s22s22p4= 6 elétrons
Total: 12 elétrons (6 pares de elétrons)
- Ânions: adiciona-se ao número total de elétrons
configuração eletrônica a carga formal do ânion.
obtidos
pela
- Cátions: subtrai-se do número total de elétrons
configuração eletrônica a carga formal do cátion.
obtidos
pela
3. Formação de Ligações Simples:
- Unir o átomo central aos periféricos.
- Para cada ligação simples é utilizado um par de elétrons.
Exemplo CH2O:
H
C
O
H
Três ligações simples ⇒ 3 pares de elétrons.
6-3= 3 pares de elétrons remanescentes
4. Distribuição dos pares de elétrons remanescentes:
- Os pares de elétrons remanescentes são distribuídos nos
átomos periféricos (exceto H) de tal forma que o número total
seja de oito elétrons (4 pares totais)
Exemplo: CH2O três pares remanescentes
H
C
H
PARES ISOLADOS DE ELÉTRONS (Lone Pairs)
O
5. Completar o Octeto do Átomo Central:
- Caso o átomo central não tiver completado o octeto, mover os
pares de elétrons isolados para formar ligações duplas/triplas.
Exemplo: CH2O
Carbono apresenta apenas três pares de elétrons. O quarto par é
fornecido pelo oxigênio.
H
C
H
H
O
C
O
C
H
H
H
A
B
C
O
Exemplos:
NH3
OCl NO2+
C2H2
ClO4HNO3
Exceções à Regra do Octeto
A) Substâncias com número ímpar de elétrons:
Ex: NO
.. ..
N
.. O.
.. ..
N. O
..
Meio Ambiente
O2 + N2
SMOG FOTOQUÍMICO
2 NO (Motores à Combustão)
2 NO + O2
NO2
NO2 (Reação com o ar)
+ hν
ν
NO + O
(Etapa
O2
+
O
Fotoquímica)
O3
(Formação de Ozônio)
Exceções à Regra do Octeto
B) Compostos com átomos contendo menos que oito elétrons:
BF3
F B F
F
C) Compostos com átomos contendo mais que oito elétrons
(geralmente para os elementos do 3º período ou períodos
superiores)
-
F
F
PF6-
F
P
F
F
F
C) Compostos com átomos contendo mais que oito
elétrons (pares de elétrons livres, PEL) (alguns interhalogênios) :
Ex: [ClF4]-
C) Compostos com átomos contendo mais que
elétrons (PEL) (compostos de alguns gases nobres) :
Ex: XeF4
oito
ESTRUTURAS DE LEWIS E
RESSONÂNCIA
Ozônio:
O O O
O O O
O O O
O O O
O O
O O
132 pm
121 pm
O O O
Obs: A estrutura do O3 não é
linear como aqui representada.
Fig. apenas p/ ilustrar tamanho
das ligações.
127 pm
Ex: HNO3 / CO32-
CARGA FORMAL DOS ÁTOMOS NAS MOLÉCULAS
Definição:
A carga de um átomo em uma molécula ou íon
calculada assumindo um igual compartilhamento
dos elétrons de ligação.
CARGA FORMAL DOS ÁTOMOS NAS MOLÉCULAS
CF= EV – [EPI + ½(EPL)]
CF= Carga Formal
EV= Número de elétrons de valência
EPI= Número total de elétrons contidos nos pares isolados
EPL= Número total de elétrons contidos nos pares de ligação
CARGAS FORMAIS E ATRIBUIÇÃO DA ESTRUTURA DE
LEWIS CORRETA
Regras de Pauling:
Em uma estrutura de Lewis a soma das cargas formais deve
ser igual a zero para uma molé
molécula neutra e igual a carga de um
íon.
As cargas formais em uma estrutura devem ser as menores
possí
possíveis.
Em uma determinada estrutura de Lewis as cargas formais
negativas estão localizadas preferencialmente nos átomos mais
eletronegativos e as cargas formais positivas nos átomos menos
eletronegativos.
Estruturas em que cargas formais de mesmo sinal aparecem
em átomos adjacentes são imprová
improváveis.
Ex: NO2+
Exemplos:
CO2
OHNO3NH4+
CO32Cargas Formais e Estruturas de
Ressonância/Regras de Pauling
Estruturas de Lewis
Geometria Molecular
Teoria VSEPR (VESPER)
VSPER: Valence Shell Electron Pair Repulsion
RPEV: Repulsão dos Pares de Elétrons de Valência
• Geometria: Definida pela repulsão dos
pares de elétrons.
• Moléculas assumem a geometria que
minimiza as repulsões dos pares de
elétrons.
Geometria de Grupo Eletrônica – Número Estérico
Exemplos: BeF2/BF3/CF4
Geometria de Grupo Eletrônica
X
Geometria Molecular
Repulsão Crescente
= Par compartilhado (PL)
= Par isolado (PI)
NOTAÇÃO VSEPR:
Átomo Central: A
Átomos Terminais: X
Pares Isolados: E
EOS
Geometria Básica
Nº
(Geometria de
1 par isolado
Estérico Grupo Eletrônica)
0 par isolado
2
linear
3
trigonal planar
angular
2 pares
isolados
3 pares
isolados
Geometria
Básica
Nº
(Geometria de
Estérico
Grupo
Eletrônica)
0 par isolado
1 par isolado
2 pares
isolados
4
tetraédrico
pirâmide
trigonal
angular
3 pares
isolados
Geometria
Básica
Nº
Estérico
(Geometria 1 par isolado
de Grupo
Eletrônica)
0 par isolado
2 pares
isolados
3 pares
isolados
5
bipirâmide
trigonal
gangorra
linear
forma T
Geometria
Básica
Nº
(Geometria de
Estérico
Grupo
Eletrônica)
0 par isolado
1 par isolado
2 pares
isolados
6
octaédrico
pirâmide
tetragonal
quadrado planar
3 pares
isolados
Geometria
Básica
Nº
Estérico
(Geometria de
Grupo
Eletrônica)
0 par isolado
1 par isolado
7
bipirâmide
pentagonal
pirâmide
pentagonal
2 pares
isolados
3 pares
isolados
Determinação da Geometria Correta em Sistemas
com Pares Isolados
Os pares de elétrons isolados (PI) devem sempre ser
colocados de forma seja gerada a menor repulsão (maior
ângulo):
a) contar as repulsões resultantes à 90º dos PI
b) se ocorre um par de elétrons isolado a estrutura com
menor interações à 90º PI – PL é a preferida.
c) se ocorrem dois ou mais pares isolados a estrutura com
menor interações à 90º PI – PI e PI-PL é a preferida.
Exemplos: SF4 e ClF3
:
=S
=F
:
: = PI
A
90º PI – PL (3)
B
90º PI – PL (2)
:
:
:
:
:
:
A
B
C
90º PI – PI (0)
90º PI – PI (1)
90º PI – PI (0)
90º PI – PL (6)
90º PI – PL (3)
90º PI – PL (4)
= Cl
=F
: = PI
Moléculas com duplas/triplas ligações:
Ligações Múltiplas entre dois átomos são
considerados como apenas um grupo de
elétrons.
Ex: CO2
Eletronegatividade e Polaridade das Ligações
Eletronegatividade (χ): medida da capacidade que
um átomo tem de atrair para sí elétrons em uma
ligação química.
Linus Pauling
χZ α
EIZ – AEZ
EI= Energia de Ionização
AE= Afinidade Eletrônica
Escala de Pauling: 0,7 - 4,0
Cs=0,7
F= 4,0
Polaridade da Ligação Química:
Para uma ligação X-Z:
∆χ=
∆χ= χX - χZ
χH= 2,1 e χCl= 3,0
H-Cl: ∆χ=
∆χ 3,0 – 2,1= 0,9
Cl-Cl: ∆χ=
∆χ 3,0 – 3,0= 0
Densidades Eletrônicas
Cl-Cl
H-Cl
H
Cl
Momentos de Dipolo nas Ligações Químicas
H-Cl
δ+
δ+
δ−
δ−
Momento de Dipolo (µ
µ):
µ= δ x d
δ= fração de carga
d= comprimento de ligação
δ
d
Alinhamento de Moléculas Dipolares em um Campo Elétrico
Polaridade nas Moléculas:
Polaridade nas Ligações Químicas
Geometria Molecular
Ex: CO2 e H2O
χH= 2,1
χC= 2,5
χO= 3,5
Linear
Angular
µ= zero
µ= 1,85 D
Cargas Formais e Polaridade: BF3
Ordem de Ligação
Ordem de Ligação (OL)= Número de pares de elétrons de
ligação entre dois átomos uma molécula.
H
H
C H
O
C O
H
N
N
OL=3
OL=1
OL=2
O
H
C H
OL=1
OL=2
Ordem de Ligação em Moléculas com Estruturas
de Ressonância
O
O
OL=1
O
O
O
O
OL=2
OL= (OL=1) + (OL=2)/2 = 3/2
OL=2
O
O
2-
C O
OL=1
OL= (OL1+ OL1 + OL2)/3 = 4/3
Conseqüências da Ordem de Ligação
Comprimento de Ligação
Energias de Ligação