Ligações covalentes

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DAS LIGAÇÕES IÔNICAS ÀS
LIGAÇOES COVALENTES
Há acentuada diferença de eletronegatividade entre os átomos. A ligação é predominantemente iônica, quer dizer, os elétrons estão praticamente concentrados na região do átomo B, de modo que podemos afirmar que o átomo A realizou a transferência de seus elétrons.
Nesse caso, não falamos que há uma molécula.
RELEMBRANDO...
Formação de cátions e ânions – “ empacotamento”
Formação de um retículo cristalino - cristais
A ligação iônica pode ser considerada como resultante da atração eletrostática entre íons de cargas opostas. Não se fala em moléculas, no caso de compostos assim formados, porque não há unidades individuais rigidamente demarcadas; o que há, conforme dissemos, é o empacotamento de íons em um arranjo tridimensional.
Assim, se dizemos que a fórmula H2O se refere a uma molécula de água (pois se trata de um composto molecular, formado por ligações covalentes).
A fórmula de NaCl não se refere a uma molécula, mas a um retículo cristalino, indicando a proporção dos íons que compõem o composto (nesse caso, a proporção é 1:1, ou seja, cátion Na+ para cada ânion  Cl–). Assim, NaCl não é uma fórmula molecular, sendo chamada de fórmula unitária.
https://www.youtube.com/watch?v=TxHi5FtMYKk&t=14s
Compostos iônicos, quando dissolvidos em água, sofrem dissociação, e seus cátions e ânions interagem com os dipolos da molécula de água (uma molécula formada por ligações covalentes polares). Por conta desses íons livres na solução aquosa, ela é capaz de conduzir corrente elétrica.
Por fim, se derretermos um composto iônico (o que é possível aquecendo-o a altíssimas temperaturas) – obtendo, assim, um líquido iônico –, o composto, mesmo puro, é capaz de conduzir corrente elétrica, devido à mobilidade de seus íons.
Propriedades
ENERGIAS DE REDE
Na equação, você vê no numerador a constante de Madelung (cujos valores, para alguns tipos de células unitárias, estão dispostos na tabela), a constante de Avogadro e o produto das cargas elétricas dos íons envolvidos. No denominador, aparece o valor de permissividade no vácuo e a distância média r entre os íons que compõem o retículo. Tudo isso é multiplicado por um fator que envolve o número n. No entanto, não se trata do número quântico principal, mas de outra grandeza, chamada 
expoente de Born.
Os valores de energia de rede representam o quão estáveis são os compostos iônicos, em comparação com os íons tomados separadamente.
Um último aspecto que você precisa conhecer é bem simples. Trata-se da questão dos íons compostos. 
Às vezes, um conjunto amplo de partículas se comporta, em um retículo cristalino, como se fosse uma entidade iônica única. Veja, na tabela abaixo, alguns dos íons compostos mais importantes com os quais você se deparará ao longo do seus cursos:
Teoria atómica & teoria molecular
A teoria molecular no início do século XX
Compostos inorgânicos: bons eletrólitos, que satisfaziam a teoria de Berzelius, que vigorou durante boa parte do século XIX. Segundo essa teoria, diferentes átomos se atraíam por forças eletrostáticas, formando moléculas. Geralmente, um átomo com carga positiva se unia a outro átomo de carga negativa – por exemplo, H unindo-se a Cl para formar HCl – daí o nome de “teoria dualista” para essa explicação. No entanto, a teoria também considerava a possibilidade que algumas moléculas possuíssem cargas residuárias, podendo unir-se com outros átomos ou outras moléculas. Exemplo: H2O com SO3 forma H2SO4.
Compostos orgânicos: formados principalmente por carbono, não pareciam obedecer à teoria de Berzelius. A teoria explicativa, nesse caso, era a “teoria dos tipos”, associada a outros nomes, como Kekulé. Considerava-se que, geometricamente, os átomos de carbono estabeleciam ligações dirigidas para os vértices de um tetraedro.
Compostos complexos ou moleculares: muitas vezes formados pela associação de compostos dos dois outros grupos, podiam ser explicados pela teoria dualista, embora fossem mais bem explicados por outros modelos, como a “teoria da coordenadação” de Werner.
O primeiro composto, à esquerda, é satisfatoriamente explicado pela teoria dualista (atração eletrostática entre H e Cl). Já os outros compostos, à direita, não podem ser explicados adequadamente por essa teoria, pois isso implicaria considerar que o átomo de C pode possuir carga positiva ou negativa, a depender dos átomos com que se combina.
Mas o modelo não conseguiu explicar todos os casos....
1871 – 
D. I. Mendeleiev apresenta suas “regras de valência”, decorrentes da própria classificação periódica por ele estabelecida.
1874 – G. J. Stoney propõe a existência de uma espécie “átomo de eletricidade” a partir de considerações eletroquímicas.
1881 – H. Helmholtz faz proposta semelhante, mas mais desenvolvida.
1884 – S. Arrhenius apresenta a revolucionária teoria da dissociação eletrolítica.
1894 – G. J. Stonhey introduz o termo “elétron” para o átomo de eletricidade.
1897 – J. J. Thomson realiza trabalhos sobre o elétron, determinando a relação massa/carga e concluindo que o mesmo é um “constituinte universal da matéria”.
1902 – R. Abegg apresenta a “regra das valências normais e contravalências”, ou “regra dos oito”, como ficou conhecida. 
1904-1907 – J. J. Thomson procura interpretar a tabela periódica com seu modelo atômico do “pudim de passas”
1904-1913 – Propõem-se diversos outros modelos atômicos, principalmente a partir da medida de grandezas físicas, destacando-se o modelo de H. Nagaoka (1904, elétrons negativos gravitando em torno de um núcleo positivo), o modelo de Rutherford (1911, com semelhanças em relação ao modelo anterior) e o átomo de Bohr (1913, elétrons em órbitas quantizadas).
1913 – Em outubro, o Journal of the American Chemical Society publica dois artigos com o mesmo nome: “Valence and tautomerism”. O primeiro, de autoria de G. Bray e W. Branch; o segundo, de G. N. Lewis . Os artigos resultaram de discussões ocorridas na instituição em que os três trabalhavam, o Laboratório Químico da Universidade da California, em Berkeley
1915 – A. L. Parson, também colega de Lewis, publica um artigo sobre o magnetismo dos elétrons, como explicação para o magnetismo das substâncias.
1916 – Lewis publica o artigo “The atom and the molecule”, no Journal of the American Chemical Society:
As contribuições de Lewis
As bolinhas indicam o que hoje chamamos elétrons de valência, ou seja, os elétrons dispostos na camada eletrônica mais externa. Lewis considerava que, para fins de entendimento da ligação química, apenas esses elétrons deveriam ser considerados.
Há moléculas polares e apolares
Regra de Abegg parece ser verdadeira 
Abegg;
A diferença entre o máximo positivo e negativo de valência de um elemento é frequentemente 8.
Postulado dos átomos cúbicos
“os átomos tendem a manter os números pares de elétrons nas suas camadas de valência, ou seja , os vértices de um cubo. A tendência é estabelecer 8 elétrons arranjados simetricamente nos 8 vértices. Com oito elétrons nessa camada mais externa.
Representação
Teoria das ligações químicas
Teoria de Lewis 
Teoria da ligação de valência
Teoria dos orbitais moleculares
Ligação covalente
 - Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles precisa perder ou ganhar um elétron para formar um octeto.
 - Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de elétrons para que cada um atinja o octeto.
 - Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química.
 - Átomos ligados covalentemente contribuem com ao menos um elétron, cada um, para a ligação;
 - Os elétrons compartilhados pertencem a ambos os átomos;
Ex: H + H  H2 tem elétrons em uma linha conectando os dois núcleos de H.
Aprendemos desde o ensino médio que as ligações covalentes são aquelas em que não há “doação” de elétrons, mas “compartilhamento”. Como vimos , trata-se das ligações marcadas por baixas diferenças de polaridade entre os átomos que constituem os agregados – que chamamos, nesse caso, de moléculas. 
Usaremosuma convenção para falar da polaridade de ligações, usando a letra grega δ (delta). A extremidade positiva uma ligação polar é representada por δ+. Já o pólo negativo, por δ-.
Ligação covalente apolar entre dois átomos, que possuem eletronegatividades iguais. Trata-se, aqui, de uma molécula diatômica, formando uma substância simples. O caráter da ligação é muito mais covalente que iônico. A cargas positivas e negativas estão distribuídas de forma homogênea e simétrica na molécula.
 Exemplos: H2 e F2.
As ligações covalentes podem ser:
 Moléculas de metais e não metais;
 Moléculas com não metais;
 Sólidos elementares e compostos sólidos (IV A).
Ex: CH4
C: tem valência 4 e precisa de mais quatro elétrons;
H: tem valência 1 e precisa de mais um elétron;
Eletronegatividades são equivalentes (C = 2,5 e H = 2,1)
E QUANDO HÁ MAIS DE UMA ESTRUTURA DE LEWIS POSSÍVEL? 
VAMOS VER NA AULA 3
CARGA FORMAL (CF) 
••A estrutura de Lewis com menor energia (mais estável) é aquela com as menores cargas formais nos átomos. 
Teoria das ligações químicas
Teoria de Lewis 
Teoria da ligação de valência
Teoria dos orbitais moleculares
Estruturas de Lewis (TEORIA )
UMA LIGAÇÃO COVALENTE CONSISTE EM UM PAR DE ELÉTRONS COMPARTILHADOS
As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos:
 Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por uma única linha:
AS LIGAÇÕES INTRAMOLECULARES: 
“um átomo isolado apresenta propriedades bem diferentes 
do que quando se encontra ligado a outro(s) átomo(s)”. 
orbitais eletrônicos orbitais eletrônicos 
não-ligantes ≠ ligantes 
(átomo isolado) (átomo ligado a outro) 
PROPRIEDADES
Teoria de valência
“um sistema sempre caminha, naturalmente, para um estado de menor energia e maior estabilidade”.
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Ligações múltiplas
 É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas):
Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES
INDICA REGIOES DO ESPAÇO NAS QUAIS A PROBABILIDADE DE ENCONTRAR ELÉTRONS É MÁXIMA
 
(EXPLICADA POR FUNÇÕES DE ONDA)
TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES
Ligação sigma ( δ)
Ligação simples
Ligação π
A ligação forma-se quando os elétrons dos dois orbitais 2p se emparelham e a superposição acontece lateralmente.
Quando dois átomos são mantidos juntos por uma ligação δe duas ligações π perpendiculares.
Ligação π
-Uma ligação simples (uma δ) 
-Uma ligação dupla (uma δ e uma π ) 
-Uma ligação tripla (uma δ e duas π)
Comprimento da Ligação
É a distância entre os núcleos de dois átomos ligados. 
O comprimento das ligações simples (SIGMA) são determinados na maior parte pelo tamanho dos átomos. 
 Para determinado par de elementos, a ordem da ligação determina o valor da distância.
Exemplo: Distância H—X onde x = halogênio
H—F < HCl < H—Br < H—I
C—C > C—N > C—O > C—F
C=O é mais curta que C=S
C=N é mais curta que C=C
C—O > C=O > C≡O
 
Os átomos dos diversos 
elementos químicos 
apresentam diferentes 
tendências para atrair e-. 
POLARIDADE DE LIGAÇÕES 
Eletronegatividade: 
tendência que o átomo de 
um determinado elemento 
apresenta para atrair 
elétrons, quando participa 
de uma ligação química. 
SEMELHANTES
Essa propriedade periódica tem relações com a chamada polaridade de ligação. Mais precisamente, a diferença na eletronegatividade entre dois átomos é justamente uma medida da polaridade de ligação, e determinará o tipo de ligação química que se estabelece entre dois átomos:
As diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual). Exemplo: F2 (4,0 – 4,0 = 0,0);
As diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual). Exemplo: HF (4,0 – 2,1 = 1,9);
As diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em ligações iônicas (transferência de elétrons). Exemplo: LiF (4,0 – 1,0 = 3,0).
41
C
l
 
 
 
 
+
 
 
 
 
C
l
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
C
l
 
 
C
l
C
l
C
l
H
F
H
O
H
H
N
H
H
C
H
H
H
H
C
l
 
 
 
 
+
 
 
 
 
C
l
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
C
l
 
 
C
l
C
l
C
l
H
F
H
O
H
H
N
H
H
C
H
H
H
H
H
H
O
O
N
N
H
H
O
O
N
N