Aula 4 Ligações covalentes

Prévia do material em texto

1 
 Ligação covalente 
Ligação covalente é muito diferente da ligação 
iônica. 
 
A- Definição: 
A ligação covalente ocorre quando 
dois átomos têm a mesma 
tendência de ganhar e perder 
elétrons. Sob essas condições a 
 transferência total de elétron 
não acontece e os elétrons 
ficam compartilhados entre os 
dois átomos = Ligação covalente 
 
2 
Exemplo: Molécula de H2 
A força da ligação resulta da atração entre cada núcleo e o elétron do outro átomo. 
Esta atração faz com que os 2 átomos de hidrogênio permaneçam juntos. 
A ligação covalente consiste no COMPARTILHAMENTO DE PARES ELETRÔNICOS 
entre 2 átomos ligados. 
 
3 
 
B- Estrutura de Lewis: 
A regra do octeto: Para uma molécula, cada átomo vai sempre que 
possível completar seu octeto (ficando com 8 elétrons na sua camada de 
valência) compartilhando pares eletrônicos com outros átomos. FH
FH
 Par 
Compartilhado 
(PC) 
Par 
Isolado (PI) 
4 
 
REGRAS GERAIS ÚTEIS PARA AS REPRESENTAÇÕES DAS ESTRUTURAS DE LEWIS 
 
 1-Determinar o arranjo dos átomos ligados 
 - H é sempre um átomo terminal e ele é conectado uma vez. 
 - O átomo com menor afinidade eletrônica na molécula ou íon é o átomo central. 
 
2- Usando a tabela periódica, determinar o número total de elétrons de valência de 
 todos os átomos da molécula. 
 
3- Completar o octeto de cada átomo ligado ao átomo central (átomos laterais) usando 
 par(es) isolado(s) (dois elétrons não compartilhados). 
 
4- Se sobrar elétrons (em relação ao número de elétrons de valência calculado no item 2-), colocar 
esses elétrons sobrando no átomo central como pares isolados. 
 
5- Se o átomo central não tiver o octeto completo, um par isolado (ou vários) dos átomos laterais 
vai (vão) ser compartilhado(s) com o átomo central para fazer dupla ou tripla ligação. 
 
5 
 
Ex: CO3
2- 
 
 
1-Determinar o arranjo dos átomos ligados 
 
 
 
 
 
2- Usando a tabela periódica, determinar o número total de elétrons de valência de 
 todos os átomos da molécula. 
 
C (IVA) 4 e- + 3xO (VIA) 6 e- + 2 e- (2 cargas negativas) = 24 e- 
 
 
3- Atribuir um par eletrônico (par compartilhado) para todos os átomos da molécula. 
 Dois elétrons compartilhados entre dois átomos = par de ligação. 
 
 
 
 
 
 
C
O
O O
C
O
O O
6 
 
Ex: CO3
2- 
 
 
4- Completar o octeto de cada átomo ligado ao átomo central (átomos laterais) usando 
 par(es) isolado(s) (dois elétrons não compartilhados). 
 
 
 
 
 
 
 
5- Se sobrar elétrons (em relação ao número de elétrons de valência calculado no item 2-), colocar 
esses elétrons sobrando no átomo central como pares isolados. 
Não se aplica 
 
6- Se o átomo central não tiver o octeto completo, um par isolado (ou vários) dos átomos laterais vai 
(vão) ser compartilhado(s) com o átomo central para fazer dupla ou tripla ligação. 
 
C
O
O O
C
O
O O C
O
O O
2-
7 
 
Ex: NO2
- 
 
 
1-Determinar o arranjo dos átomos ligados 
 
 
 
 
 
2- Usando a tabela periódica, determinar o número total de elétrons de valência de 
 todos os átomos da molécula. 
 
N (VA) 5 e- + 2xO (VIA) 6 e- + 1 e- (1 carga negativa) = 18 e- 
 
 
3- Atribuir um par eletrônico (par compartilhado) para todos os átomos da molécula. 
 Dois elétrons compartilhados entre dois átomos = par de ligação. 
 
 
 
 
 
 
NO O
NO O
8 
 
Ex: NO2
- 
 
 
4- Completar o octeto de cada átomo ligado ao átomo central (átomos laterais) usando 
 par(es) isolado(s) (dois elétrons não compartilhados). 
 
 
 
 
5- Se sobrar elétrons (em relação ao número de elétrons de valência calculado no item 2-), colocar 
esses elétrons sobrando no átomo central como pares isolados. 
 
 
 
 
 
 
6- Se o átomo central não tiver o octeto completo, um par isolado (ou vários) dos átomos laterais vai 
(vão) ser compartilhado(s) com o átomo central para fazer dupla ou tripla ligação. 
 
NO O
NO O
NO O NO O
-
9 
 
C- Determinação das cargas formais: carga que um átomo teria 
em uma molécula se todos os outros tivessem a mesma 
eletronegatividade 
Obs: a mais estável será aquela na qual os átomos ostentam 
cargas formais mais próximas de zero e qualquer carga negativa 
esteja localizada no elemento mais eletronegativo. 
REGRAS: 
1- Determinar a estrutura de Lewis. 
2- Dividir os elétrons para cada átomo da seguinte maneira: 
 1 par compartilhado (PC) :1 elétron para cada átomo 
 1 par isolado (PI) : 2 elétrons para o átomo dono do par. 
3- Carga formal do átomo na molécula = número de elétrons do átomo no 
estado isolado (esse número de elétron corresponde ao número do grupo 
do átomo) menos o número de elétrons calculado no item 2) 
4- Soma das cargas formais de todos os átomos é igual a carga da entidade 
10 
 
 Exemplo: SO3 
 
 
O
S
O O
O
S
O O
REGRA 1 REGRA 2 
11 
 
Carga formal O1 (VIA) = 6 – 6 = 0 
Carga formal O2 (VIA) = 6 – 6 = 0 
Carga formal O3 (VIA) = 6 – 6 = 0 
Carga formal S (VIA) = 6 – 6 = 0 
Soma 0 
 
 
 
 
 
REGRA 3 
Dar exemplos de estruturas de Lewis anteriores. 
12 
 
D- Ressonância: 
Algumas vezes não é possível representar um composto por uma única 
estrutura de Lewis. Consideremos a molécula de ozônio (O3), por exemplo: 
 
A molécula de ozônio apresenta geometria angular, com comprimentos de 
ligação O-O de 127,8 pm. 
Estruturas de ressonância 
Nas estruturas de ressonância a posição dos átomos não mudam, apenas o 
arranjo dos elétrons. 
O
O
O
O
O
O
O
O
O
13 
 
O ozônio não corresponde nem à estrutura A nem à B. O3 é uma mistura de 
A e B. Tal mistura é chamado de híbrido de ressonância. 
Híbrido de ressonância 
1 
2 
3 
14 
 
Ex: NO3
- 
 
O íon nitrato possui 3 estruturas de ressonância 
2
O
N
O O 31
+
_
_
2
O
N
O O 31
+
_
_
2
O
N
O O 31
+
_
_
Híbrido de ressonância 
15 
 
Quando maior o número de formas de ressonância, maior será a estabilidade da 
molécula: 
benzeno 
Híbrido de ressonância 
16 
 
E- Estrutura de Lewis: 
Exceções da octeto: Existem exceções à regra do octeto. Alguns 
elementos ficam estáveis com menos de oito elétrons e outros com mais. 
Contração do octeto (Estáveis com menos de oito elétrons): 
 
 
•Be (IIA) Ex: BeH2 
 
 
 
 
 
•B (IIIA) Ex: BF3 
 
 
 
Be HH
4 e- 
B F
F
F
6 e- 
17 
 Expansão do Octeto (estáveis com mais de oito elétrons) 
 
•Elementos que pertencem ao terceiro período, ou superior, podem ficar com um 
número de elétrons de valência superior a 8. Isso por usar orbitais de tipo d junto ao 
orbitais atômicas s e p da camada de valência. 
 
 Expansão da camada de valência 
 
 
Hibridação sp3d (5 orbitais): 10 e
- 
 
Hibridação sp3d2 (6 orbitais): 12 e
- 
 
 
 
 Ex: ClF3 
 
 
 
10 e- 
Cl F
F
F
18 
 
F- Eletronegatividade e polaridade da ligação covalente: 
Um par eletrônico é simultaneamente atraído por ambos os átomos da 
ligação covalente. Se os átomos da ligação são diferentes eles terão cargas 
nuclear e configuração eletrônica diferentes e assim eles terão capacidade 
diferente de atrair os elétrons em uma ligação covalente. 
 
Esta atração de um átomo sobre os elétrons da ligação química é medida 
pela eletronegatividade , que é definida como a capacidade de atração 
que um dado átomo ligado exerce sobre os elétrons em uma ligação. 
 
 
19 
 
Polaridade da ligação covalente: 
 
A polaridade da ligação depende da diferença de eletronegatividadedo dois 
átomos ligados. Maior a diferença, mais polar é a ligação. 
 
 - Ligação covalente não polar 
 
 Uma ligação formada entre dois átomos com eletronegatividade 
iguais é não-polar 
 
 
 
 
 
 
A A
20 
 
 - Ligação covalente polar 
 
 Uma ligação formada entre dois átomos com eletronegatividade 
diferentes é polar . Se a eletronegatividade de B > que a eletronegatividade 
de A: 
 
 
 
 
 
 
A B

carga parcial positiva carga parcial negativa
21 
22 
A A
A B

A B
+ -
Se a diferença de eletronegatividade =1,7 a ligação tem 50% de caráter covalente 
e 50% de caráter iônico. 
Se a diferença de eletronegatividade >1,7 a ligação tem mais caráter iônico. 
Se a diferença de eletronegatividade <1,7 a ligação tem mais caráter covalente . 
 
 
 
23 
Exemplo: 
 
HCl 
 
eletronegatividade Cl=3,0 
 
eletronegatividade H=2,1 
 
eletronegatividade =3,0-2,1= 0,9 
HCl tem mais caráter covalente 
 
24 
A Teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência, 
mais conhecida pela sigla em inglês VSEPR (Valence Shell Electron Pair 
Repulsion), é um modelo químico que busca predizer a geometria 
molecular por meio da repulsão dos elétrons da camada de valência. 
 
Se dois pares estão compartilhados (PC), a repulsão é mais fraca, e é 
mais forte entre dois pares isolados (PI). 
 
25 
 
Geometria dos 
pares eletrônicos: 
 
27 
 
G- Repulsão dos pares eletrônicos e geometria molecular: 
Exemplo: 
 
H2O 
 
O HH
O sp3 
4 pares eletrônicos (2PC + 2 PI) 
Geometria dos pares de elétrons 
 = TETRAÉDRICA 
H
O
H
Geometria molecular = ANGULAR 
(somente os átomos são levados 
Em conta) 
H
O
H
28 
Um par ligante de elétrons, portanto, define uma região do espaço, na qual 
é mais provável que os elétrons sejam encontrados (domínio de elétron). 
Igualmente, um par não ligante de elétrons define um domínio de elétron. 
 
Em geral um domínio de elétron consiste em um par não ligante, 
uma ligação simples e uma ligação múltipla. 
29 
 
Geometria molecular: 
 
3PC 
0PI 
4PC 
0PI 
2PC 
0PI 
2PC 
1PI 
3PC 
1PI 
30 
Sistema com 2 domínios: Geometria molecular = LINEAR 
 
Ex: BeH2 
 
 
 
Ex: CO2 
 
 
 
 
 
 
CO O
BeH H
2 domínios, sp 
2 domínios, sp 
31 
Sistema com 3 domínios: 
 
A- 3 PC, 0 PI Geometria molecular = TRIGONAL PLANAR 
 
Ex: BF3 
 
 
 
Ex: CH2O 
 
 
 
 
 
 
3 domínios, sp2 
3 domínios, sp2 
B
F
F
F
C
H
O
H
32 
Sistema com 3 domínios: 
 
B- 2 PC, 1 PI Geometria molecular = ANGULAR 
 
Ex: SO2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 domínios, 1 PI, sp2 
O
S
O
33 
Sistema com 4 domínios: 
 
A- 4 PC, 0 PI Geometria molecular = TETRAÉDRICA 
 
Ex: CH4 
 
 
 
B- 3 PC, 1 PI Geometria molecular = PIRÂMIDE TRIGONAL 
 
Ex: NH3 
 
 
3 PC, 1 PI sp3 
4 PC, sp3 
H
C
H
H
H
N
H
H
H
34 
Sistema com 4 domínios: 
 
C- 2 PC, 2 PI Geometria molecular = ANGULAR 
 
Ex: H2O 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2 PC, 2PI sp3 O
H
H
37 
 
H- Forças Intermoleculares 
 
 
Quanto maior a força atrativa entre as moléculas, maior será a energia utilizada 
para separarmos essas moléculas, como consequência teremos valores elevados de 
pontos de fusão e pontos de ebulição. Lembrando que ponto de fusão é a temperatura na 
qual uma dada substância altera seu estado físico de sólido para líquido e o ponto de 
ebulição seria a temperatura na qual uma dada substância altera seu estado físico de 
líquido para vapor. 
 
A atração que existe entre as moléculas de um dado material é denominada Forças 
Intermoleculares ou Ligações Intermoleculares. 
 
Existem 3 tipos de Forças Intermoleculares: 
 
 - FORÇAS DO TIPO DIPOLO-DIPOLO PERMANENTE 
 - FORÇAS DE LONDON OU DIPOLO-DIPOLO INDUZIDO. 
 - LIGAÇÔES DE HIDROGÊNIO 
 
38 
 
H- Forças Intermoleculares 
 
 
 
 A- FORÇAS DO TIPO DIPOLO-DIPOLO PERMANENTE 
 
O momento dipolar de ligação ou momento de dipolo de ligação usa a ideia 
de momento do dipolo elétrico para medir a polaridade de uma ligação química dentro 
de uma molécula. Ele ocorre sempre que houver uma separação de cargas positivas e 
negativas. 
 
O dipolo de ligação é modelado como +δ — δ- com uma distância d entre as cargas 
parciais +δ e δ-. É um vetor, paralelo ao eixo de ligação, apontando do mais para o 
menos. 
39 
40 
Se a soma dos momentos dipolares de uma molécula é nula 
 
 A molécula é APOLAR 
 
Se a soma dos momentos dipolares de uma molécula não é nula 
 
 A molécula é POLAR 
 
 
41 
42 
43 
44 
F
B
FF
Cl
C
Cl
Cl
Cl
H
C
Cl
Cl
Cl
APOLAR POLAR
H
B
HF
APOLAR POLAR
45 
O
HH
A molécula de água é POLAR com presença de cargas parciais positivas e negativas 
PERMANENTES. 
46 
Definição: FORÇAS DO TIPO DIPOLO-DIPOLO PERMANENTE são interações 
intermoleculares entre cargas parciais PERMANENTES de moléculas polares 
47 
 
H- Forças Intermoleculares 
 
 
 
 B- FORÇAS DE LONDON OU DIPOLO-DIPOLO INDUZIDO 
 
  
  
Definição: FORÇAS DE LONDON OU DIPOLO-DIPOLO INDUZIDO são interações 
intermoleculares entre cargas parciais INSTANTâNEAS de quaisquer espécies 
:moléculas apolares ou polares. 
cargas parciais INSTâNTANEAS 
48 
Com o aumento da massa da molécula, aumento também o numero de elétrons. Isso 
faz que a polarização dos dipolos induzidos aumentem fortalecendo as forças de 
LONDON. 
49 
50 
 
H- Forças Intermoleculares 
 
 
 
 C- LIGAÇÃO HIDROGÊNIO 
 
Definição: A ligação hidrogênio é uma interação atrativa entre um átomo de 
hidrogênio de uma molécula ou um fragmento molecular, Z – H (Z=O, F, N) e o 
par isolado de um átomo Z (O, F, N) de uma outra molécula. 
51 
O átomo de hidrogênio é o único átomo participante de compostos que só possui uma única 
camada de elétrons (a camada n=1) que é ao mesmo tempo a primeira e última e possui um 
único elétron. A camada n=1 se completa com 2 elétrons, de modo que, para atingir a estabilidade 
química, o H precisa ganhar ou compartilhar 1 elétron de outro átomo. Ao se ligar a 
um elemento muito eletronegativo, tal como o N, o O e o F, seu único elétron fica tão afastado na 
direção do átomo eletronegativo que o próton que compõe seu núcleo fica praticamente nu, uma 
vez que o H, diferentemente dos outros átomos, não possui outras camadas de elétrons entre a 
camada de valência e o núcleo atômico. Deste modo, o efeito polarizante do núcleo do hidrogênio 
acaba sendo o mais pronunciado de todos. Para reduzir a tensão gerada, o átomo de H envolvido 
em ligações com N, O ou F interage fortemente com a eletrosfera de átomos vizinhos, de modo a 
"cobrir" parcialmente o próton quase exposto do núcleo do átomo de H. Esse efeito é ainda mais 
pronunciado se o átomo com o qual o H interage for um átomo pequeno e muito eletronegativo. 
Num átomo pequeno, estes elétrons estão mais localizados, se encontram confinados em uma 
camada menos volumosa e por isso interagem mais facilmente. Se o átomo for muito grande, os 
elétrons de valência estão mais "espalhados" pela volumosa camada de valência desse átomo, 
dificultando a interação. É por isso que o átomo de cloro, embora seja tão eletronegativo quanto o 
nitrogênio, não forma ligações de hidrogênio. Consequentemente, haverá uma 
interação eletrostática entre o átomo de H com forte cargaparcial positiva com os elétrons não-
ligantes (pares isolados) do outro átomo participante, A ligação de hidrogênio pode ser 
considerada um caso particularmente intenso de interação dipolo-dipolo permanente. Devido ao 
pequeno tamanho, o átomo de H se aproxima bastante do outro átomo, o que, combinado com a 
forte interação entre o próton do H e os elétrons do outro átomo, faz com que esta seja 
a interação mais forte entre as moléculas. 
52 
Exemplos de ligação hidrogênio 
53 
Tipo de interação Energia de dissociação (kcal) 
Ligação covalente 400 
Forças Intermoleculares 
Ligação hidrogênio 12–16 
interação dipolo–dipolo 0,5–2 
Forças de London < 1