LIGAÇÃO COVAL COV AL NT

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1 LIGAÇÃO COVALENTE

2 INTRODUÇÃO Resulta do compartilhamento de elétrons. Ex: H 2 Os dois átomos de hidrogênio se aproximam devido à força de atração que depois de determinada distância diminuem surgindo as forças repulsivas. Para H 2 essa troca de forças ocorre a uma distância de 0,074 nm (distância internuclear).

3

4 Energia Potencial de dois átomos de hidrogênio em função da distância.

5 ESTRUTURAS DE LEWIS E TEORIA DO OCTETO Os átomos tendem a adquirir a configuração eletrônica ns 2 np 6 característica dos gases nobres. Regra do octeto: os átomos tendem a formar ligações até estarem rodeados por 8 elétrons. (válido para elementos do 2º período)

6 As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos: Cl + Cl Cl Cl Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação pode ser representado por uma única linha: Cl Cl H F H O H H N H H H H C H H

7 Casos para os quais a regra do octeto não é adequada: 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.

8 Número ímpar de elétrons Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO 2, NO e NO 2 têm um número ímpar de elétrons. N O N O

9 Deficiência em elétrons Relativamente raro. As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A. O exemplo mais típico é o BF 3.

10 Expansão do octeto Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um octeto (os do 2 período não têm orbital d ) Após o terceiro período, os orbitais d tem energia suficientemente baixa para participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extra. PCl 5 3s 3p 3d 3s 3p 3d

11

12 ICl - 4 I = 7 e - Cl = 7 e e - Total = 36 e - : :.. Cl.. Cl I.... Cl.. Cl.. : :

13 LIGAÇÕES MÚLTIPLAS Quando mais de um par de elétrons é compartilhado entre dois átomos. Um par de e - compartilhado = ligação simples (H 2 ); Dois pares de e - compartilhados = ligação dupla (O 2 ); Três pares de e - compartilhados = ligação tripla (N 2 ). H H O O N N

14 Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta. N-N N=N N N 1,47 Å 1,24 Å 1,10 Å

15 Energia de dissociação da ligação é a energia necessária para quebrar essa ligação.

16 LIGAÇÃO COORDENADA OU DATIVA Tipo de interação em que apenas um dos átomos contribui com o par de elétrons para a formação da ligação. Exemplos: HNO 3, H 2 SO 4, N 2 O 4.

17

18 Ressonância Algumas vezes não é possível representar uma molécula com uma única estrutura de Lewis. Ex.: O 3 A estrutura de Lewis requer uma ligação simples (mais longa) e uma ligação dupla (mais curta). Evidências experimentais mostram que as duas ligações são idênticas.

19 Estrutura de Lewis: O O O Dados experimentais:

20 A estrutura é uma forma intermediária entre I e II.

21 As estruturas de ressonância são representações de uma estrutura real, que é uma mistura entre várias possibilidades.

22 Ressonância no benzeno A estrutura experimental do benzeno mostra A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as ligações C-C têm o mesmo comprimento.

23 Estruturas de ressonância: ligações simples entre átomos de C e seis elétrons adicionais deslocalizados por todo o anel:

24 ELETRONEGATIVIDADE H 2 : os elétrons estão igualmente partilhados entre os dois núcleos. Situação diferente, por exemplo, para o HCl ou HF: os elétrons passam mais tempo na vizinhança de um dos átomos. Cargas parciais δ + δ - H-F δ+ δ- Ligação covalente polar

25 Eletronegatividade (χ): medida da capacidade de um átomo atrair para si os elétrons partilhados numa ligação química. Variação na Tabela Periódica: Períodos: aumenta da esquerda para a direita (> Z ef > eletronegatividade) Famílias: aumenta de baixo para cima (<raio >eletronegatividade)

26 Escala de Pauling de eletronegatividades

27 POLARIDADE DAS LIGAÇÕES Representa o grau com que o par de elétrons é compartilhado pelos átomos ligados. LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR Átomos idênticos possuem a mesma eletronegatividade. Ex.: H 2. Os dois núcleos atraem igualmente o par de elétrons.

28 LIGAÇÃO COVALENTE POLAR Átomos de elementos diferentes possuem eletronegatividades diferentes. Ex. HF Os dois núcleos NÃO atraem igualmente o par de elétrons. Quanto maior a diferença de eletronegatividade, mais polar é a ligação.

29 O extremo da ligação polar é a ligação iônica: a diferença de eletronegatividade entre os os dois átomos é tão grande que o elétron de um é transferido para o outro. Grau de caráter iônico e de caráter covalente: Diferença de Eletronegatividade zero Tipo de Ligação Covalente Apolar Exemplo Cl-Cl intermediária Covalente Polar H-Cl grande Iônica Na-Cl

30 Previsão do caráter da ligação (regra é apenas indicativa): χ < 1,7: ligação covalente polar χ > 1,7: ligação iônica χ ~ 1,7: 50% de caráter iônico e 50% de caráter covalente χ = 0: ligação covalente apolar (0% de caráter iônico).

31 Propriedades de compostos covalentes e iônicos Compostos iônicos: sólidos de ponto de fusão elevado. Compostos covalentes: geralmente gases, líquidos ou sólidos de baixo ponto de fusão. Composto NaCl CCl 4 Aspecto Sólido branco Líquido incolor T fusão ( C ) T ebulição ( C ) ,5 Solubilidade em água solúvel insolúvel

32 BALANÇO DE CARGAS CARGAS FORMAIS Carga Formal é a carga que um átomo teria se todos os pares de elétrons fossem igualmente compartilhados. Quando é possível escrever mais de uma estrutura de Lewis para uma molécula, o cálculo da carga formal vai decidir por qual estrutura optar. A estrutura mais estável tem: a carga formal mais baixa em cada átomo, a carga formal mais negativa nos átomos mais eletronegativos.

33 Cálculo da carga formal: e - valência átomo isolado - e - atribuídos ao átomo na estrutura de Lewis Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) são atribuídos ao átomo no qual estão localizados. Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo em uma ligação. A soma das cargas formais de uma molécula neutra é igual a zero e a de um íon é igual à carga do mesmo.

34 C N Para o C: Átomo isolado: 4 e - de valência Na estrutura de Lewis: 2 e - não-ligantes + 3 e - da ligação tripla. Total: 5 e - Carga formal: 4-5 = -1. Para o N: Átomo isolado: 5 e - de valência. Na estrutura de Lewis; 2 e - não-ligantes + 3 e - da ligação tripla. Total: 5 e - Carga formal = 5-5 = 0.

35 e - valência: e - atr. ao átomo Carga formal:

36 EXERCÍCIOS Atribuir a carga formal para os átomos das moléculas abaixo: 1) HClO 4 2) HClO 2 3) OCN - 4) ClO 3 -

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