IQ - Ligação Covalente - parte1

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS
CAMPUS JATAÍ 
LIGAÇÕES COVALENTES
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
Na natureza os elementos, em geral, não se encontram isolados, mas sim combinados.
A natureza química das substância mostra que estas são formadas pela combinação de dois ou mais átomos, que pode ser de elementos iguais ou não (Substâncias Simples e Compostas).
As interações que existem entre os diferentes elementos para formar as diversas substâncias são denominadas de LIGAÇÃO QUÍMICA.
Muitas das propriedades químicas das substâncias são o resultado do tipo de ligação química que existem entre os diferentes átomos que compõem as substâncias.
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
LIGAÇÃO QUÍMICA:
é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos.
LIGAÇÃO COVALENTE: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. 
LIGAÇÃO IÔNICA: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal.
LIGAÇÃO METÁLICA: é a força atrativa que mantém metais puros unidos.
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
O entendimento da ligação química sofreu uma evolução durante o século XX, a partir do modelo atômico proposto por Bohr.
A idéia de distribuição dos elétrons em torno do núcleo permitiu propor como seria as interações entre os diferentes átomos quando combinados.
LEWIS propôs inicialmente um modelo para a ligação química baseada na estrutura atômica dos átomos.
Numa ligação química ocorre uma alteração na distribuição de elétrons mais externos do átomo.
São os elétrons de valência que participam da ligação química.
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
Fazendo a estrutura de LEWIS para um elemento.
Primeiro fazer a distribuição eletrônica para o elemento.
Elemento nitrogênio (7N14): Z=7 e ē = 7 
Distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p3
Definir quantos elétrons existem na camada mais externa.
A última camada corresponde a número quântico principal 2: 2s2 2p3
N: tem cinco elétrons mais externos.
Verificar quantos elétrons estão desemparelhados e emparelhados.
Arranjar estes elétrons em torno do símbolo do elemento.
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
A distribuição eletrônica e a estrutura de Lewis para os elementos dos primeiros períodos da Tabela Periódica é mostrada abaixo.
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
Na natureza é encontrado elementos não-combinados (sem formar ligação química).
Este elementos são do grupo dos gases nobres.
As configurações eletrônicas típicas para os gases nobres são:
		He: 1s2			Outros: ns2 np6
Um gás nobre pode ter dois ou oito elétrons na última camada.
A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons).
OBS.: EXITEM EXCEÇÕES A REGRA DO OCTETO.
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Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer 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.
Para H2:
LIGAÇÃO COVALENTE
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LIGAÇÃO COVALENTE
Estruturas de Lewis: Ligações simples
As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos:
Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação pode ser representado por uma única linha:
Um átomo compartilha pares de elétrons até que se atinja o octeto.
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LIGAÇÃO COVALENTE
Estruturas de Lewis: 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.
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LIGAÇÃO COVALENTE
Ligações entre átomos diferentes
Quando se tem dois átomos diferentes a tendência de receber ou perder elétrons por estes átomos é diferente.
Para este caso, o compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente significa compartilhamento desigual do par de elétrons.
Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão localizados mais próximos a um átomo do que a outro.
O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações polares. 
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LIGAÇÃO COVALENTE
Ligações entre átomos
LIGAÇÃO APOLAR: os elétrons estão igualmente compartilhados entre dois átomos.
LIGAÇÃO POLAR: um dos átomos excerce maior atração pelos elétrons ligantes que o outro.
LIGAÇÃO IÔNICA: a diferença na habilidade relativa em atrair elétrons é grande o suficiente para que um átomo perca os elétrons e o outro recebe.
ELETRONEGATIVIDADE: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons para si em uma ligação química. 
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LIGAÇÃO COVALENTE
ELETRONEGATIVIDADE
Linus Pauling, em 1931, definiu a eletronegatividade de um átomo como a tendência de atrair elétrons em sua direção quando combinado, formando um composto.
Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).
Pauling calculou as eletronegatividades dos elementos a partir das energias das ligações das moléculas diatômicas dos elementos e dos compostos diatômicos de dois elementos diferentes.
A2 + B2  2AB
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ELETRONEGATIVIDADE
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LIGAÇÃO COVALENTE
ELETRONEGATIVIDADE E POLARIDADE DE LIGAÇÃO
A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação:
as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual);
as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual);
as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em ligações iônicas (transferência de elétrons).
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LIGAÇÃO COVALENTE
MOMENTO DE DIPOLO
Ligações entre átomos com eletronegatividades diferente conduz a uma polarização da ligação.
Neste caso, existe uma carga parcial positiva em um átomo e no outro uma carga parcial negativa.
Esta diferença de carga forma um DIPOLO.
MOMENTO DE DIPOLO (m): medida quantitativa da magnitude de um dipolo.
onde, Q e r são a magnitude das cargas separadas e a distância entre elas.
Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D).
Ligações polares: possuem momento de dipolo diferente de zero.
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LIGAÇÃO COVALENTE: Estrutura de Ressonância
Muitas moléculas não podem ser bem representadas pelas estruturas de Lewis.
Isto ocorre com substâncias que apresentam ligações multiplas (ligação dupla ou tripla).
Exemplo: Molécula de O3, NO3-, SO42-, NO2 e benzeno.
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LIGAÇÃO COVALENTE
LIGAÇÃO COVALENTE COORDENATIVA
Molécula de Ácido sulfúrico, H2SO4.
H (Z=1): 1s1 	faz uma ligação.
O (Z=6): 1s2 2s2 2p4  faz duas ligações e têm dois pares não-ligantes.
S (Z=16): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4  faz duas ligações e têm dois pares não-ligantes.
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LIGAÇÃO COVALENTE
EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO
Existem três classes de exceções à regra do octeto:
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
Moléculas como ClO2, NO e NO2 têm um número ímpar de elétrons. 
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LIGAÇÃO COVALENTE
EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO: Deficiência em elétrons
Fazendo a estrutura de Lewis para o BF3.
 9F19: Número de massa (A) = 19 e número atômico (Z) = 9
 9F19 : A=P+N e P = ē  P = 9, N= 10 e ē = 9
 Distribuição eletrônica:
 1s2 2s2 2p5  possui 7 elétrons na última camada.
 Para
atingir a configuração de gás nobre é necessária uma ligação.
 5B11: Número de massa (A) = 11 e número atômico (Z) = 5
 5B11: A=P+N e P = ē  P = 5, N= 6 e ē = 5 
 Distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p1  possui 3 elétrons na última camada.
 Como são três átomos de flúor que fazem somente uma ligação cada, o átomo de boro tem que fazer uma ligação com cada átomo de flúor.
 O boro usa os três elétrons para formar as três ligações. 
 Sobre o átomo de B existem 6 elétrons na camada de valência.
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LIGAÇÃO COVALENTE
EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO
Expansão do octeto
Esta é a maior classe de exceções.
Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um octeto.
No terceiro período, os orbitais d são baixos o suficiente em energia para participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extra.
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LIGAÇÃO COVALENTE
EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO: Expansão do octeto
Molécula de pentacloreto de fósforo, PCl5.
 Fazendo a estrutura de Lewis para o PCl5.
 17Cl35: Número de massa (A) = 35 e número atômico (Z) = 17
 17Cl35: A=P+N e P = ē  P = 17, N= 18 e ē = 17
 Distribuição eletrônica:
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5  possui 7 elétrons na última camada.
 Para atingir a configuração de gás nobre é necessária uma ligação.
 15P31: Número de massa (A) = 31 e número atômico (Z) = 15
 15P31: A=P+N e P = ē  P = 15, N= 16 e ē = 15 
 Distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3  possui 5 elétrons na última camada.
 Como são cinco átomos de cloro que fazem somente uma ligação cada, o átomo de fósforo tem que fazer uma ligação com cada átomo de cloro.
 O fósforo usa os cinco elétrons para formar as cincos ligações. 
 Sobre o átomo de P existem 10 elétrons na camada de valência.
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LIGAÇÃO COVALENTE
ENTALPIA DE LIGAÇÃO.
A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é denominada entalpia de dissociação de ligação, D. Isto é, para a molécula de Cl2, a D(Cl-Cl) é dada pelo H para a reação:
Cl2(g)  2Cl(g).
Quando mais de uma ligação é quebrada:
CH4(g)  C(g) + 4H(g)	H = 1660 kJ
A entalpia de ligação é uma fração do H para a reação de atomização:
D(C-H) = ¼		H = ¼(1660 kJ) = 415 kJ
As entalpias de ligação podem tanto ser positivas como negativas.
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LIGAÇÃO COVALENTE
ENTALPIA DE LIGAÇÃO
Quanto maior a energia para se quebrar a ligação mais forte é a ligação covalente.
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