LIGACAO COVALENTE

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Universidade Católica de Pernambuco
Centro de Ciências e Tecnologia – CCT
Coordenação de Química e Meio-Ambiente
 LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR
José Edson Gomes de Souza
8.bin
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Introdução
	Quando um elemento possui uma baixa energia de ionização e, outro elemento apresenta uma alta afinidade eletrônica, um ou mais elétrons podem ser transferidos do primeiro para o segundo, dando origem a uma ligação iônica. 
	A ligação covalente irá ocorrer quando os elementos apresentam as mesmas tendências para ganhar ou perder elétrons, ocorrendo dessa forma um compartilhamento de elétrons entre esses elementos. A força da ligação covalente resulta da atração entre os elétrons compartilhados e os núcleos positivos dos átomos que participam da ligação.
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Observe a formação da molécula do gás hidrogênio (H2). 
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a)	HCl						f)	NH3
b)	Cl2						e)	H2O
c)	O2						g)	SF2
d)	N2						h)	SF4
Represente a fórmula eletrônica dos compostos abaixo: 
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Regras Práticas para montagem de fórmulas eletrônicas 
Conte todos os elétrons da camada de valência, de todos os átomos que formam o composto.No caso de íons acrescente ou retire elétrons de acordo coma sua carga .
Coloque um par de elétrons, entre o elemento central do composto e cada um dos demais átomos que formam a molécula. 
Complete o octeto dos átomos ligados ao elemento central da molécula.
Verifique o número de elétrons distribuídos e compare com o total do item (1), se estiver sobrando elétron coloque-os, em torno do átomo central sempre aos pares.
Se após a distribuição de todos os elétrons o elemento central ainda não completou o octeto forme ligações duplas ou triplas.
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Escreva a fórmula eletrônica dos compostos abaixo 
a)CCl4		d) IF5				g) SO2
b)SF6			e) 				h) NH3
c)ClF3		f) PCl5			i) CO2
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REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS E GEOMETRIA MOLECULAR 
	Os pares de elétrons em torno do átomo central repelem-se eletrostaticamente, provocando um arranjo geométrico mais estável, isto é onde a repulsões intereletrônicas são mínimas. 
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REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS DA CAMADA DE VALÊNCIA (RPECV, VSEPR) 
	Em uma molécula formada por um átomo central ligado covalentemente a outros átomos, os pares de elétrons isolados de orientam de modo que as repulsões elétron-elétron são mínimas, enquanto as atrações núcleo-elétron são máximas. Um método utilizado para determinar essa orientação é denominado de repulsão entre os pares eletrônicos da camada de valência. As regras básicas são:
	Os pares de elétrons da camada de valência se orientam de modo que sua energia seja mínima. 
	Os pares de elétrons isolados são mais volumosos e espalhados que os pares de elétrons compartilhados.
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par compartilhado-par compartilhado < par compartilhado-par isolado < par isolado-par isolado
REPULSÃO CRESCENTE
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par compartilhado-par compartilhado < par compartilhado-par isolado < par isolado-par isolado
REPULSÃO CRESCENTE
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As forças de repulsão diminuem rapidamente com o aumento do ângulo entre os pares eletrônicos :
90o > 120o >180o 
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Número estérico = número de pares de elétrons em torno
 do elemento central
	Número Estérico	Orientação espacial do pares de elétrons 
	02	LINEAR
	03	TRIGONAL PLANA
	04	TETRAÉDRICA
	05	BIPIRÂMIDE TRIGONAL
	06	OCTAÉDRICA
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	Número Estérico	Orientação espacial do pares de elétrons 
	02	LINEAR
	03	TRIGONAL PLANA
	04	TETRAÉDRICA
	05	BIPIRÂMIDE TRIGONAL
	06	OCTAÉDRICA
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	Número Estérico	Forma Eletrônica	Pares Isolados	Geometria molecular	Exemplo
	02	LINEAR	0	LINEAR	BeH2
	03	TRIGONAL	0	TRIGONAL PLANA	BF3
	1	ANGULAR	NO2
	04	TETRAÉDRICO	0	TETRAÉDRICO	CH4
	1	PIRÂMIDAL	NH3
	2	ANGULAR	H20
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	05	BIPIRÂMIDE TRIGONAL	0	BIPIRÂMIDE TRIGONAL	PCl5
	1	GANGORRA	SF4
	2	FORMA T	ClF3
	3	LINEAR	I-3
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	Número Estérico	Forma Eletrônica	Pares Isolados	Geometria molecular	Exemplo
	06	OCTAÉDRICA	0	OCTAÉDRICA	SF6
	1	PIRÂMIDE TETRAGONAL	IF5
	2	QUADRADO PLANAR	XeF4
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FORMAÇÃO DE LIGAÇÕES SIGMA()
	Ligação Covalente Sigma: é a ligação formada pela interpenetração frontal de orbitais (segundo um mesmo eixo). A ligação sigma é forte e difícil de ser rompida. Pode ser feita com qualquer tipo de orbital atômico.;
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	Ligação Pí: é a ligação formada pela aproximação lateral de orbitais (segundo eixos paralelos). A ligação pi é mais fraca e mais fácil de ser rompida; Só ocorre entre orbitais atômicos do tipo "pi". 
	Obs.: Quando dois átomos estabelecem uma dupla ou tripla ligação, a primeira é sempre do tipo sigma, a Segunda e a terceira ligação, se houver é do tipo pi
FORMAÇÃO DE LIGAÇÃO PI ()
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HIBRIDAÇÃO
	É uma combinação de orbitais originando orbitais híbridos com energia intermediaria aos orbitais de origem. O tipo de hibridação depende dos orbitais envolvidos na combinação. Estudaremos os tipos mais comuns de hibridações : sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2.
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6C – 1s2 2s2 2p2 Estado fundamental – “ divalente”
Ex1. Carbono no metano (CH4)
6C – 1s2 2s1 2p3 Estado ativado ou excitado
6C – 1s2 2(sp3)4 Estado híbrído 
Hibridação sp3 - Envolve a combinação de 1 orbital “s” com 3 orbitais “p” dando origem a 4 orbitais híbridos “sp3”.
Ex2. Boro no trifluoreto de boro BF3
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	5B -1s2,2s2,2p1 Estado fundamental
	5B- 1s2,2s1, 2p2 Estado ATIVADO
	5B- 1s2,2(sp2)3 Estado Híbrido 
Hibridação sp2 - Envolve a combinação de 1 orbital “s” com 2 orbitais “p” dando origem a 3 orbitais híbridos “sp2”.
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Ex3. Berílio no hidreto e boro - BeH2
	4Be- 1s2,2s2, 2p(vazio) Estado fundamental
	4Be- 1s2,2s1, 2p1 Estado ATIVADO
	4Be- 1s2,2(sp)2 Estado Híbrido 
Hibridação sp - Envolve a combinação de 1 orbital “s” com 1 orbital “p” dando origem a 2 orbitais híbridos “sp”.
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Ex4. Fósforo no Pentacloreto de Fósforo – PCl5
	15P- 1s2,2s2,2p6,3s2,3p3 ,3d (vazio)Estado fundamental
	15P- 1s2,2s2,2p6, 3s1,3p3 ,3d1 Estado ativado
	15P- 1s2,2s2,2p6, 3(sp3d)5 Estado híbrido
Hibridação sp3d - Envolve a combinação de 1 orbital “s” com 3 orbitais “p” e um orbital d, dando origem a 5 orbitais híbridos “sp3d”.
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Ex5. Enxofre no hexafluoreto de Enxofre – SF6
	16S- 1s2,2s2,2p6,3s2,3p4 ,3d (vazio)Estado fundamental
	15S- 1s2,2s2,2p6, 3s1,3p3 ,3d2 Estado ativado
	15S- 1s2,2s2,2p6, 3(sp3d2)6 Estado híbrido
Hibridação sp3d2 - Envolve a combinação de 1 orbital “s” com 3 orbitais “p” e 2 orbitais d, dando origem a 6 orbitais híbridos “sp3d2”.
	10)	O fósforo (z =15) forma dois fluoretos estáveis PF3 e PF5. Por que o nitrogênio (z = 7) que pertence à mesma família, forma apenas o NF3. 
	11)	Discuta as razões pelas quais o composto OF6 nunca foi observado enquanto o SF6 é conhecido. Dados O (z=8) ; S (z=16).
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POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
	Devido a diferença de eletronegatividade entre os elementos que participam de uma ligação covalente, as ligações são classificadas em polar e apolar.
	A ligação é classificada como apolar quando os elementos que formam a ligação apresentam a mesma eletronegatividade e classificada como polar quando os elementos possuem eletronegatividades diferentes.
	Analise a polaridade das ligações nos compostos H2 e HCl	
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H
H
H
Cl
H
H
H
N
H
H
O
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H
H
H
H
C
H
H
H
B
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C
O
O
S
O
O
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
	Em função das ligações existentes, uma molécula pode ser classificada como apolar ou polar.
	Se o centro de cargas positivas coincide com o centro de cargas negativas, então a molécula será apolar, caso contrário polar. 
	A polaridade de uma molécula é expressa quantitativamente por seu momento de dipolar, que é dado pelo produto da grandeza da carga pela distancia entre as cargas opostas.
	Quando o momento dipolar () for igual a zero a molécula será apolar e quando diferente de zero será polar.
	
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Indique a polaridade das moléculas
	BF3BeCl2
	PCl5
	NH3
	CH4	
	H2O
	SF6
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	Do fato de que CO2 não tem momento dipolar permanente, o que se pode concluir sobre a ligação e a disposição dos átomos na molécula?
 
	A molécula PF3 é polar, apresenta momento dipolar e, portanto, a ligação P– F é polar; no entanto, devido a proximidade do silício e fósforo na classificação periódica, esperávamos que a ligação Si – F também fosse polar; mas a molécula SiF4 é apolar. Discuta a causa disto.
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Forças Intermoleculares, 
Líquidos e Sólidos
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Líquidos X Sólidos
As propriedades físicas das substâncias entendidas em termos de teoria cinética molecular :
	Os gases são altamente compressíveis, assumem a forma e o volume do recipiente:
	 As moléculas de gás estão separadas e não interagem muito entre si.
	 Os líquidos são quase incompressíveis, assumem a forma, mas não o volume do recipiente:
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	As moléculas de líquidos são mantidas mais próximas do que as moléculas de gases, mas não de maneira tão rígida de tal forma que as moléculas não possam deslizar umas sobre as outras.
	Os sólidos são incompressíveis e têm forma e volume definidos:
	 As moléculas de sólidos estão mais próximas. As moléculas estão unidas de forma tão rígida que não conseguem deslizar facilmente umas sobre as outras.
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Líquidos X Sólidos
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Líquidos X Sólidos
	As forças que mantêm os sólidos e líquidos unidos são denominadas forças intermoleculares.
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Líquidos X Sólidos
Forças intermoleculares
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	A ligação covalente que mantém uma molécula unida é uma força intramolecular.
	A atração entre moléculas é uma força intermolecular.
	Forças intermoleculares são muito mais fracas do que as forças intramoleculares (por exemplo, 16 kJ mol-1 versus 431 kJ mol-1 para o HCl).
	Quando uma substância funde ou entra em ebulição, forças intermoleculares são quebradas (não as ligações covalentes).
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	Forças íon-dipolo
	A interação entre um íon e um dipolo (por exemplo, água).
	A mais forte de todas as forças intermoleculares.
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Forças intermoleculares
	Forças dipolo-dipolo
	• As forças dipolo-dipolo existem entre moléculas polares neutras.
	• As moléculas polares necessitam ficar muito unidas.
	• Mais fracas do que as forças íon-dipolo.
	• Há uma mistura de forças dipolo-dipolo atrativas e repulsivas quando as moléculas se viram.
	• Se duas moléculas têm aproximadamente a mesma massa e o mesmo tamanho, as forças dipolo-dipolo aumentam com o aumento da polaridade.
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Forças intermoleculares
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Forças de dispersão de London
	• A mais fraca de todas as forças intermoleculares.
	• É possível que duas moléculas adjacentes neutras se afetem.
	• O núcleo de uma molécula (ou átomo) atrai os elétrons da molécula adjacente (ou átomo).
	• Por um instante, as nuvens eletrônicas ficam distorcidas.
	• Nesse instante, forma-se um dipolo (denominado dipolo instantâneo).
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	Um dipolo instantâneo pode induzir outro dipolo instantâneo em uma molécula (ou átomo) adjacente.
	• As forças entre dipolos instantâneos são chamadas forças de dispersão de London.
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Forças de dispersão de London
Ligação de hidrogênio
	Caso especial de forças dipolo-dipolo.
	A partir de experimentos: os pontos de ebulição de compostos com ligações H-F, H-O e H-N são anomalamente altos.
	Forças intermoleculares são anomalamente fortes.
	A ligação de H necessita do H ligado a um elemento eletronegativo (mais importante para compostos de F, O e N).
	Os elétrons na H-X (X = elemento eletronegativo) encontram-se muito mais próximos do X do que do H.
	 O H tem apenas um elétron, dessa forma, na ligação H-X, o H d+ apresenta um próton quase descoberto.
Conseqüentemente, as ligações de H são fortes.
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Ligação de hidrogênio
H 
 
H
·
·
 H
H 
·
·
2
 H
H 
-
H
®
-
3
I