Ligações covalentes. Profa. Dra. Marcia Margerete Meier

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Raíssa Santos Gusmão
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1 Ligações covalentes Profa. Dra. Marcia Margerete Meier 1

2 Objetivo: Estudaras ligações químicas Ligações iônicas Ligações covalentes Ligações metálicas

3 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 Dois átomos compartilhando elétrons, porém um atrai a nuvem eletrônica mais para si.

4 Ligação covalente Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder ou ganhar um elétron para formar um octeto. Quandoátomossimilaresse ligam, elescompartilhampares de elétronsparaquecadaum atinjao octeto. Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química. Porexemplo: H 2. A linhaentre H H representadoiselétrons formando uma ligação química. Núvel eletrônica dos elétrons compartilhados 4

5 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.... Ọ.. 5

6 Ligação covalente Estruturas de Lewis As ligaçõescovalentespodemser representadaspelossímbolosde Lewis dos elementos: Cl + Cl Cl Cl Nasestruturasde Lewis, cadapar de elétronsemumaligaçãoé representado por uma única linha: Faça a estrutura de Lewis dos seguintes H H O H N H Cl Cl H F compostos: H C HH H 2 O; NH 3 ; CH 4 H H 6

7 Ligação covalente 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, CH 4. H H C H H Um átomo central liga-se a pelo menos dois outros átomos. Exemplo: H 2 O Havendo dúvida seleciona-se como átomo central o elemento com mais baixa energia de ionização. 7

8 Ligação covalente 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. 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 H 2 CO formaldeído, um desinfetante e antisséptico. Escreva a estrutura de Lewis para a) CCl 4 ; b) COCl 2 ; c) ONF; d) NF 3 8

9 Ligação covalente Estruturade 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) 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. 9

10 Ligação covalente Ligaçãocovalentedativa Considereo exemplodo cátiondaamônia: NH 4 + Um hidrogênioestáligadoaonitrogênioporum par de elétrons provenientes do átomo de nitrogênio. Esta ligação é chamada de ligação Coordenada Dativa. As ligaçõescoordenadasnormaise CoordenadasDativastem exatamente as mesmas características. 10

11 Ligação covalente Exercício Represente a estrutura de Lewis dos seguintes compostos: a) CO 2 b) NO - 3 c) HNO 3 d) Íon hipoclorito e) Ácido hipocloroso f) PO

12 Exceçõesa regrado 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, SO 4 2- Determine a estrutura de Lewis para XeF 2, XeF 4

13 Exceçõesa regrado octeto Hidrogênioestabiliza doando seu único elétron (H +, próton) ou recebendo um elétron, formando um hidreto(h - ). BORO, finaliza com 2s 2, 2p 1 portanto, possui 3 elétrons na CV. C.V.com menos que 8 elétrons Exemplo: BF 3, B(OH) 3, ácido bórico NaH, hidreto de sódio

14 Ligação covalente Ligações múltiplas É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas): Umpardeelétronscompartilhado=ligaçãosimples(H 2 ); Doisparesdeelétronscompartilhados=ligaçãodupla(O 2 ); Trêsparesdeelétronscompartilhados=ligaçãotripla(N 2 ). H H O O N N 14

15 Ligação covalente Ligações múltiplas Emgeral, a distânciaentre osátomosligadosdiminuià medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta. H H O O N N Molécula Energia de dissociação da ligação (kj.mol -1 ) Comprimento médio da ligação (pm) F 2 (Simples) O 2( dupla) N 2(tripla)

16 Ligação covalente Ligações múltiplas O número de ligações químicas entre dois átomos é chamado de ordem de ligação. H H O O N N Ordem da ligação:

17 Forçasde ligação 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. Ligação Energia de dissociação (E D )da ligação (kj.mol -1 ) C-C 348 C=C 612 C C 837 E D simples < E D dupla< E D tripla 17

18 Forças de ligação Ligação Energia de dissociação da ligação (kj.mol -1 ) C-C 348 C=C 612 C C 837 x3 = ligações simples necessitam de mais energia para serem dissociadas quando comparado a 1 ligação tripla. 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. 18

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 estruturade Lewis sãopossíveis, sempreenvolvendoligaçõesmúltiplase simples. Exemplo: Ozônio, O 3 Exemplo: benzeno 19

20 Ressonância Exemplo: benzeno Ordem da ligação = 2 Ordem da ligação = 1 Mas, devido ao efeito de ressonância, a ordem da ligação é 1,5. 20

21 21

22 Fonte: 22

23 Geração/Consumo da camada de ozônio O 2 + h v O + O O 2 + O O 3 Absorção de radiação UV B e C pelo ozônio: O 3 + h v O + O 2 O 3 + O 2 O 2 UV A, wavelength = nm UV B, wavelength = nm UV C, wavelength = < 280 nm Os gases refrigerantes, CFCs Cloro, Flúor hidrocarbonetos, consomem ozônio: CFCl 3 CFCl 2 + Cl CF 2 Cl 3 CF 2 Cl + Cl Cl + O 3 ClO + O 2 Consumo de ozônio Fonte: 23

24 Ressonância Exercite: 1) Quais são os híbridos de ressonância do íon carbonato 2) Quais são os híbrido de ressonância do íon nitrato. 24

25 Comprimentodas ligações Efeito de repulsão de pares de elétrons isolados Molécula Energia de dissociação da ligação (kj.mol -1 ) Comprimento médio da ligação (pm) H F

26 Comprimentodas ligações Ligação Comprimento médio da ligação (pm) F F 142 Cl Cl 199 Br Br 228 I -I 268 O comprimento das ligações entre átomos mais pesados tende a ser maior que entre átomos menores. 26

27 Energia de 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. 27

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