Ligações covalentes. Profa. Dra. Marcia Margerete Meier

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Ligações covalentes

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Objetivo: Estudar as ligações

químicas

• Ligações iônicas

• Ligações covalentes

• Ligações metálicas

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Considere quatro situações:

+

-Um dos átomos abstrai

totalmente um elétron do outro átomo. + + + + + + + + + + +

Átomos com grande tendência a doar elétrons.

Dois átomos compartilhando igualmente os elétrons da ligação

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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.

Ligação covalente

elétrons para que cada um atinja o octeto.

• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química.

• Por exemplo: H

_2.

A linha entre H – H representa dois elétrons

formando uma ligação química.

Núvel eletrônica

dos elétrons compartilhados

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Ligação covalente

Estrutura de Lewis

Lewis inventou uma forma simples de demonstrar os elétrons da camada de valência.

• Cada elétrons de valência representa um ponto em torno do símbolo do átomo.

• Um ponto está isolado, indica um elétron em um orbital.

• Par de pontos, representa dois elétrons emparelhados em um orbital.

H

.

. .

_O

..

_..

↑↓

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Estruturas de Lewis

• As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de

Lewis dos elementos:

Cl + Cl Cl Cl

Ligação covalente

• Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é

representado por uma única linha:

Cl + Cl Cl Cl

Cl

H F

H O

H

H N H

H

C

H

6

Faça a estrutura de Lewis dos seguintes

compostos:

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Estruturas de Lewis de espécies poliatômicas

• Para escrevermos a estrutura de Lewis é necessário conhecer que átomos estão ligados entre si na molécula.

• Um átomo terminal liga-se somente a um átomo. Exemplo: H no metano, CH₄.

Ligação covalente

C

H

• Um átomo central liga-se a pelo menos dois outros átomos. Exemplo: H₂O • Havendo dúvida seleciona-se como átomo central o elemento com mais baixa energia de ionização.

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Estruturas de Lewis de espécies poliatômicas

Etapas:

1) Conte o número de elétrons de valência em cada átomo. Em caso de íons, ajuste o número de elétrons, considerando a carga.

2) Arranje os elétrons em torno dos átomos.

Ligação covalente

2) Arranje os elétrons em torno dos átomos.

3) Identifique o átomo central com menor energia de ionização e localize os pares de elétrons das ligações e, na sequência, os elétrons isolados.

4) Complete o octeto ou dueto para H. 5) Desenhe as ligações.

Faça a configuração de Lewis para o H₂CO formaldeído, um desinfetante e antisséptico.

8

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Estrutura de Lewis de íons

• Pode-se representar através da estrutura de Lewis íons de moléculas

(átomos ligados por ligações covalentes).

Exemplo:

1) NaCl

2) Na ClO (hipoclorito de sódio)

Ligação covalente

2) Na ClO (hipoclorito de sódio)

• O procedimento é o mesmo usado para moléculas neutras, exceto

que no total de elétrons deve-se adicionar elétrons referentes a carga

negativa da molécula iônica ou subtrair o elétron referente a carga

positiva da molécula iônica.

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Ligação covalente dativa

• Considere o exemplo do cátion da amônia: NH₄+

• Um hidrogênio está ligado ao nitrogênio por um par de elétrons

provenientes do átomo de nitrogênio. Esta ligação é chamada de ligação

Ligação covalente

10

provenientes do átomo de nitrogênio. Esta ligação é chamada de ligação

Coordenada Dativa.

• As ligações Coordenadas normais e Coordenadas Dativas tem exatamente as mesmas características.

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Exercício

Ligação covalente

Represente a estrutura de Lewis dos seguintes compostos: a) CO₂ b) NO₃ -3 c) HNO₃ d) Íon hipoclorito e) Ácido hipocloroso f) PO₄

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3-Exceções

Exceções a

a regra

regra do

do octeto

octeto

Quando um átomo tem orbitais d vazios, ele pode acomodar 10, 12 ou mais elétrons na camada de valência.

Camada de valência expandida

Somente os não metais do Período 3 ou abaixo podem ter camada de valência expandida, pois tem orbitais d vazios.

Ex. Determine a melhor estrutura de Lewis para o íon sulfato, SO₄

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Exceções

Exceções a

a regra

regra do

do octeto

octeto

Hidrogênio estabiliza doando seu único elétron (H+_{, próton) ou}

recebendo um elétron, formando um hidreto (H-_).

BORO, finaliza com 2s2, 2p1 _{portanto, possui 3 elétrons na CV.}

C.V. com menos que 8 elétrons

Exemplo:

BF₃,

B(OH)₃, ácido bórico NaH, hidreto de sódio

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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 (H

₂

);

• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O );

Ligação covalente

• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O

₂

);

• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N

₂

).

H H

O O

N N

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Ligações múltiplas

• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida

que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.

H H

O O

N N

Ligação

Ligação covalente

covalente

H H

O O

N N

Molécula Energia de dissociação da ligação (kJ.mol-1₎ Comprimento médio da ligação (pm) F_{2 (Simples)} 146 142 O_{2( dupla)} 484 121

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Ligações múltiplas

• O número de ligações químicas entre dois átomos é chamado de

ordem de ligação.

H H

O O

N N

Ligação covalente

Ordem da ligação: 1 2 3

H H

O O

N N

16

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Ligação Energia de dissociação (E_D) da ligação (kJ.mol-1₎

C-C 348

C=C 612

• A energia de dissociação (D) é a energia necessária para separar os átomos ligados. Quanto mais forte for a ligação entre dois átomos, maior será o valor da energia de dissociação.

Forças de ligação

C=C 612

C≡C 837

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Ligação Energia de dissociação da ligação (kJ.mol-1₎ C-C 348 C=C 612 C≡C 837

Forças de ligação

3 ligações simples necessitam de mais energia para serem dissociadas quando comparado a 1 ligação tripla.

Por que?

x3 = 1.044

18

C≡C 837

Por que?

Quatro fatores influenciam:

1. Repulsão entre os elétrons envolvidos nas ligações múltiplas; 2. A presença de pares de elétrons isolados;

3. Átomos com tamanhos muito diferentes; 4. Efeito de ressonância.

(19)

Ressonância

• Algumas moléculas não podem ser representadas exatamente por somente uma única estrutura de Lewis.

• A ressonância é uma forma de representação das ligações quando diferentes estrutura de Lewis são possíveis, sempre envolvendo ligações múltiplas e simples.

Exemplo: Ozônio, O₃ Exemplo: benzeno

(20)

Ressonância

Exemplo: benzeno

Ordem da ligação = 2

20

Ordem da ligação = 1

Mas, devido ao efeito de

ressonância, a ordem da

ligação é 1,5.

(21)

(22)

Fonte: http://www.environment.gov.au/atmosphere/ozone/ozone-hole/image2010.html

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O₂ + h v O + O

O₂ + O O₃

Absorção de radiação UV B e C pelo ozônio: O₃ + h v O + O₂

O₃ + O 2 O₂

Geração/Consumo da camada de ozônio

UV A, wavelength = 400 - 320 nm UV B, wavelength = 320 - 280 nm UV C, wavelength = < 280 nm

Os gases refrigerantes, CFCs – Cloro, Flúor hidrocarbonetos, consomem ozônio: CFCl₃ CFCl₂ + Cl

CF₂Cl₃ CF₂Cl + Cl Cl + O₃ ClO + O₂

UV C, wavelength = < 280 nm

(24)

Ressonância

Exercite:

1) Quais são os híbridos de ressonância do íon carbonato 2) Quais são os híbrido de ressonância do íon nitrato.

24

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Comprimento das ligações

Efeito de repulsão de pares de elétrons isolados

Molécula Energia de dissociação da ligação (kJ.mol-1₎ Comprimento médio da ligação (pm) H₂ 424 74 F 146 142 F₂ 146 142

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Ligação Comprimento médio da ligação

(pm)

F –F 142 Cl – Cl 199

Comprimento das ligações

26

Br – Br 228 I - I 268

O comprimento das ligações entre átomos mais pesados tende a ser maior que entre átomos menores.

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Energia

Energia de

de ligação

ligação

Exercite:

A acetona, solvente industrial comum, pode ser convertida em isopropanol, um álcool, pela hidrogenação. Calcule a variação de entalpia dessa reação usando as energias de ligação.

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