Moléculas na troposfera I

Ligação Covalent

Ligação Covalente em

e em Moléculas Diatómicas (N

Moléculas Diatómicas (N

, O

, O

, H

, H

))

Princípios gerais da ligação covalente

Princípios gerais da ligação covalente

Conforme verificámos anteriormente, a atmosfera é constituída maioritariamente por Conforme verificámos anteriormente, a atmosfera é constituída maioritariamente por moléculas

moléculas ( (conjuntos estáveis de átomos quimicamente ligados entre siconjuntos estáveis de átomos quimicamente ligados entre si).). Os átomos ligam-se, formand

Os átomos ligam-se, formando as o as moléculas, porque, tal como todos os sistemas físicos, tendemmoléculas, porque, tal como todos os sistemas físicos, tendem a encontrar o estado mais estável que corresponde à menor energia possível.

a encontrar o estado mais estável que corresponde à menor energia possível. Os átomos, talOs átomos, tal como a

como a NaturezaNatureza, regem-se pelo Princípio da , regem-se pelo Princípio da Energia MínimaEnergia Mínima.. Mas como é que eles atingem o estado de menor energia possível? Mas como é que eles atingem o estado de menor energia possível?

Suponhamos dois átomos de oxigénio Suponhamos dois átomos de oxigénio suficientemente afastados. A interação suficientemente afastados. A interação entre eles é nula, ou seja, a energia entre eles é nula, ou seja, a energia potencial do sistema constituído por estes potencial do sistema constituído por estes dois átomos é zero (posição

dois átomos é zero (posição 11 do gráfico).do gráfico). Se se aproximarem um pouco, passam a Se se aproximarem um pouco, passam a interagir por ação de forças de natureza interagir por ação de forças de natureza elétrica.

elétrica.

Gráfico da variação da energia potencial elétrica do conjunto de Gráfico da variação da energia potencial elétrica do conjunto de

Exemplo: molécula O

Exemplo: molécula O

1

 _–

 Interação entre eles é nula (

0)

pois estão bastante afastados.

 Forças atrativas entre os núcleos dos átomos e os respetivos eletrões, que tendem a aproximar os dois átomos e fazem baixar a energia de interação ou energia potencial elétrica do sistema dos dois átomos.

 Forças repulsivas entre os eletrões e entre os dois núcleos, que tendem a afastar os dois átomos e fazem aumentar a energia potencial elétrica.

2

 _–

 As forças atrativas predominam sobre as forças repulsivas

Os átomos continuam a aproximar-se.

Esta situação provoca deformações nas nuvens eletrónicas dos dois átomos, diminuindo a

Exemplo: molécula dioxigénio, O

Ao aproximarem-se um pouco, os átomos começam a interagir por ação de forças eletrostáticas:

3

 _–

Esta situação corresponde ao estado de menor energia possível para o conjunto dos dois átomos, que assim atinge o máximo de estabilidade: forma-se a molécula de O₂.

r  _e

 _–

Distância média entre os núcleos da molécula formada.

4

 _–

 As forças repulsivas predominam sobre as forças atrativas.

Os núcleos afastam-se.

A energia potencial elétrica aumenta. O sistema torna-se instável e os núcleos afastam-se de novo, até atingirem a estabilidade.

Esta distância internuclear de equilíbrio é também conhecida por comprimento de ligação.

São as forças elétricas entre as partículas dos átomos

que levam à formação das moléculas.

No caso da molécula de O₂

o comprimento da ligação é igual a 121 pm

Assim, como se pode observar a partir do gráfico, quando dois átomos se juntam formando uma molécula, há um decréscimo da energia potencial, ou seja, na formação da molécula há libertação de energia.

Energia

)

g

(

O

)

g

(

O

)

g

(

O





₂



A energia libertada corresponde à energia de ligação

No caso da formação da molécula de dioxigénio, há uma diminuição da energia potencial elétrica em cerca de 8,3 x 10  –19_{J, ou seja, 498 kJ mol}  –1_{. Esta é a energia de ligação da molécula}

O₂.

A energia de ligação permite determinar a maior ou menor força de uma ligação

Ligação química Energia da ligação (kJ.mol-1₎

H(g) + H(g)  H 2(g) 436 F(g) + F(g)  F 2(g) 158 C l (g) + C l (g)  C l  2(g) 242

5

Energia

+

 –

Energia de

dissociação

Energia de

ligação

O

O (g) + O (g)

Os valores das energias de ligação e dissociação são

numericamente iguais, mas de sinal oposto.

Como se forma a ligação entre moléculas diatómicas?

Segundo a Teoria do Ligação de Valência (TLV)



Os eletrões de valência da molécula são todos os eletrões de valência dos

átomos que a formaram;



Só os eletrões de valência contribuem, em maior ou menor grau, para a

formação da molécula.



Quando dois átomos se aproximam, as nuvens eletrónicas correspondentes a

duas órbitas atómicas semipreenchidas começam a sobrepor-se, passando a

existir uma nuvem electrónica comum.

Os eletrões ficam atraídos simultaneamente pelos dois núcleos, isto é, são

partilhados pelos dois átomos.



Para que as repulsões entre os eletrões partilhados diminuam, estes passam a

ter

 opostos.



Numa ligação covalente os eletrões da ligação ocupam, na maior parte do

tempo, a região do espaço entre os núcleos.

Para as moléculas mais simples, como por exemplo, a de dioxigénio, um modo prático de saber quantos eletrões  vão efetivamente unir os átomos consiste em verificar quantos eletrões desemparelhados neles existem.

Vejamos o procedimento para a molécula de dioxigénio, O₂.

Configuração eletrónica do átomo de oxigénio, no estado fundamental, tendo em conta o Princípio de Exclusão de Pauli e a Regra de Hund:

1 1 2 2 2 8 1 1 2 2 2 8

2

2

2

2

1

O

2

2

2

2

1

O

 p

 p

 p

 s

 s

 p

 p

 p

 s

 s

A ligação é feita através dos eletrões desemparelhados dos dois átomos de oxigénio.

Os quatro eletrões desemparelhados formam dois pares eletrónicos e são partilhados pelos dois núcleos, ocupando preferencialmente a região internuclear: estabelecem uma ligação covalente entre os dois átomos.

Como há dois pares eletrónicos partilhados, a ligação chama-se covalente dupla. Assim, a molécula de dioxigénio tem:

 12 eletrões de valência (seis de cada átomo de oxigénio);

 4 eletrões ligantes, isto é, eletrões partilhados que estabelecem efetivamente a ligação;

 8 eletrões não-ligantes, isto é, eletrões de valência que não contribuem para a formação da ligação.

Tipos de Ligações Covalentes



Ligação covalente simples

Os átomos partilham um par de eletrões.



Ligação covalente dupla

Os átomos partilham dois pares de eletrões.



Ligação covalente tripla

Os átomos partilham três pares de eletrões.

Para esquematizar a formação das moléculas recorre-se à

notação de Lewis.



O símbolo químico do elemento representa o núcleo (no hidrogénio e no

hélio) ou o cerne  (núcleo e os eletrões interiores  –  para os restantes

elementos);



Os eletrões de valência dos átomos são representados por cruzes ou pontos;



Os eletrões de valência efetivamente ligantes  representam-se entre os

símbolos químicos;



Os eletrões não ligantes representam-se em torno dos símbolos químicos.



Cada par de eletrões pode ainda ser representado por um traço (—).



Os átomos têm que satisfazer a regra do octeto  –  têm que existir 8 eletrões

em torno de cada átomo  – com exceção do H e He, que respeitam a regra do

dupleto.

Notação de Lewis

A regra do octeto utiliza-se na previsão da estrutura molecular quando estão presentes, fundamentalmente, átomos de elementos do 2º período da Tabela Periódica, quando estão ligados para formar moléculas simples.

As moléculas de di-hidrogénio (H

),

dioxigénio (O

) e diazoto (N

)

Di-hidrogénio (H

).

Configuração eletrónica dos átomos de hidrogénio:

As moléculas de dioxigénio, di-hidrogénio e diazoto são diatómicas e homonucleares (formadas por dois átomos do mesmo elemento)

Assim, a molécula de di-hidrogénio tem:

 2 eletrões de valência (1 de cada átomo de hidrogénio);

 2 eletrões efetivamente ligantes;

 0 eletrões não-ligantes;

 Existe um par eletrónico partilhados, a ligação chama-se covalente simples.

Representação da molécula segundo a notação de Lewis:

1 1 1 1

1

H

1

H

 s

 s

H

H

ou

H H

Dioxigénio (O

).

Configuração eletrónica dos átomos de oxigénio:

As moléculas de di-hidrogénio (H

),

dioxigénio (O

) e diazoto (N

)

Assim, a molécula de dioxigénio tem:

 12 eletrões de valência (6 de cada átomo de oxigénio);

 4 eletrões efetivamente ligantes;

 8 eletrões não-ligantes;

 Existem 2 pares eletrónicos partilhados, a ligação chama-se covalente dupla.

Representação da molécula segundo a notação de Lewis:

1 1 2 2 2 8 1 1 2 2 2 8

2

2

2

2

1

O

2

2

2

2

1

O

 p

 p

 p

 s

 s

 p

 p

 p

 s

 s

O

O

O O

ou

As moléculas de di-hidrogénio (H

),

dioxigénio (O

) e diazoto (N

)

Diazoto (N

).

Configuração eletrónica dos átomos de azoto:

Assim, a molécula de diazoto tem:

 10 eletrões de valência (5 de cada átomo de azoto);

 6 eletrões efetivamente ligantes;

 4 eletrões não-ligantes;

 Existem 3 pares eletrónicos partilhados, a ligação chama-se covalente tripla.

Representação da molécula segundo a notação de Lewis:

N

N

N N

ou

2

2

2

2

1

 N

2

2

2

2

1

 N

 p

 p

 p

 s

 s

 p

 p

 p

 s

 s

Parâmetros de ligação: energia e comprimento da ligação

No quadro que se segue indicam-se, para as moléculas de diazoto, dioxigénio diflúor e di-hidrogénio, o número de eletrões comprometidos na ligação, o valor da energia de ligação e o comprimento de ligação. Molécula N.º de eletrões de valência partilhados Ligação covalente Energia de ligação (kJ mol –1) Comprimento de ligação, r  _e (pm) N₂ (N≡N) 6 Tripla 945 110 O₂(O=O) 4 Dupla 498 121 F₂ (F –F) 2 Simples 159 141 H₂(H –H) 2 Simples 436 74

Maior n.º

de eletrões

partilhados

Ligação

mais forte

Maior

energia de

ligação

Menor

comprimento

de ligação

Maior

estabilidade

da molécula

Menor

reactividade

química

A molécula de hidrogénio tem uma energia de ligação maior do que a do flúor, apesar de ambas terem uma ligação covalente simples. Tal facto deve-se ao átomo de hidrogénio ser

Os gases nobres não formam moléculas

Experimentalmente, verificou-se que os gases raros não formam moléculas. Por que razão? Vejamos a configuração eletrónica dos átomos de néon no estado fundamental:

2 2 2 2 2 10

 Ne

1

 s

2

 s

2

 p

2

 p

2

p

Os átomos dos gases raros têm oito eletrões de valência (à exceção do hélio, que tem dois), pelo que não possuem eletrões desemparelhados. Todos os átomos têm o nível eletrónico de valência completamente preenchido.

Tendo em conta o que acabámos de estudar, não há eletrões disponíveis para serem simultaneamente partilhados por dois núcleos. Logo, os átomos de néon não se ligam, não formam moléculas.

Os outros gases nobres têm estrutura eletrónica semelhante à do néon, no que diz respeito ao nível eletrónico de valência. Também nenhum deles forma moléculas com outros átomos.