2.1.2 Ligação covalente

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Inês Pinto Soares
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2.1.2 Ligação covalente Adaptado pelo Prof. Luís Perna Ligações covalentes Quando a partilha de eletrões é significativa e localizada entre átomos denomina-se de ligação covalente.

1 2.1.2 Ligação covalente Adaptado pelo Prof. Luís Perna Ligações covalentes Quando a partilha de eletrões é significativa e localizada entre átomos denomina-se de ligação covalente. Nem todos os átomos se associam para formar moléculas e, quando o fazem, nem sempre partilham o mesmo número de eletrões. Para interpretar como se formam ligações covalentes é utilizada a notação de Lewis. 2 1

2 Estrutura de Lewis Na notação de Lewis utilizam-se cruzes (x) ou pontos ( ) para representar os eletrões de valência. Esta notação permite destacar o contributo de alguns dos eletrões de valência para a ligação química, que são chamados de eletrões partilhados neste modelo. 3 Modelo de Lewis Vamos interpretar, utilizando o modelo de Lewis, a ligação química covalente em moléculas diatómicas: 2, F 2, O 2 e N 2. Em primeiro lugar é preciso conhecer o número de eletrões de valência dos átomos que originaram as moléculas. Essa informação pode obter-se: consultando a Tabela Periódica, pelo nome ou símbolo químico; escrevendo a configuração eletrónica a partir do número atómico (Z). 4 2

3 Notação de Lewis A notação de Lewis para o átomo de hidrogénio, flúor, oxigénio e nitrogénio é: Os quatro lados podem estar preenchidos, cada um dos quais com um máximo de dois eletrões por lado. Para esta representação o número máximo de eletrões é oito. 5 Tipos de ligação covalente Simples Ligação Covalente Dupla Tripla 7 3

4 Formação da molécula de di-hidrogénio 2 O di-hidrogénio é um gás, constituído por moléculas diatómicas homonucleares. 8 Ligação covalente simples 9 4

5 Ligação covalente dupla 10 Ligação covalente tripla 11 5

Regra do octeto Regra do octeto Os átomos ligam-se partilhando eletrões de forma que cada um fique com oito eletrões de valência (no caso do hidrogénio são apenas dois) é uma excepção.

6 Regra do octeto Regra do octeto Os átomos ligam-se partilhando eletrões de forma que cada um fique com oito eletrões de valência (no caso do hidrogénio são apenas dois) é uma excepção. 12 Eletrões ligantes e não ligantes Em modelos mais avançados, os eletrões que participam na ligação covalente são chamados de eletrões ligantes (em vez de eletrões partilhados) e os eletrões de valência que não contribuem para a ligação são designados de eletrões não ligantes (em vez de eletrões não partilhados). Existem algumas exceções, mas em diferentes moléculas o número de pares ligantes e não ligantes geralmente mantem-se para átomos do mesmo elemento. 13 6

Espetros Número de total emissão de eletrões e de absorção ligantes e não ligantes X contínuos de emissão de riscas Sódio Espetros Resultam da luz emitida por um corpo de absorção de riscas Resultam

7 Espetros Número de total emissão de eletrões e de absorção ligantes e não ligantes X contínuos de emissão de riscas Sódio Espetros Resultam da luz emitida por um corpo de absorção de riscas Resultam da absorção parcial da luz ao atravessar a matéria Estrutura de Lewis de moléculas 2 eletrões C 4 N 3 8 eletrões 8 eletrões 2 eletrões 2 eletrões 2 2 eletrões eletrões 2 eletrões 2 O CO 2 8 eletrões 2 eletrões 8 eletrões 2 eletrões 2 eletrões 8 eletrões 8 eletrões 15 7

8 Ligação covanlente Ligação covalente: há partilha de eletrões entre átomos. Da partilha podem resultar: eletrões ligantes: eletrões que asseguram a ligação; eletrões não ligantes: eletrões que não afetam a ligação. Uma ligação covalente pode ser: 16 Energia de ligação Energia de ligação é a energia necessária para quebrar uma ligação, isto é, a energia que se deve fornecer a dois átomos ligados, para os afastar a uma distância infinita. As energias de ligação são apresentadas para uma mole de ligações, pelo que costumam ser expressas em kj/mol. Maior energia de ligação Ligação mais difícil de quebrar Ligação mais forte 17 8

9 Comprimento de ligação O comprimento de ligação é a distância entre os núcleos de dois átomos que estabelecem a ligação. Trata-se sempre de uma distância média, pois os átomos ligados vibram continuamente. Normalmente expressa-se em picómetros (pm). É possível prever relações entre comprimentos de ligação e energias de ligação com base na variação do raio atómico dos elementos envolvidos. Quanto maior é a energia de ligação, menor será o comprimento de ligação. 18 Comprimento de ligação/energia de ligação A ordem de ligação entre dois átomos corresponde ao número de pares de eletrões ligantes que asseguram a ligação entre eles. Por exemplo, na molécula de azoto (N 2 ), a ordem da ligação é

Para interpretar e prever a geometria das moléculas, usa-se a Teoria da Repulsão de Pares Eletrónicos de Valência (TRPEV).

10 Correlação comprimento de ligação/energia de ligação 20 Geometria molecular A geometria que a molécula adquire é a que minimiza as repulsões entre os pares de eletrões de valência. Para interpretar e prever a geometria das moléculas, usa-se a Teoria da Repulsão de Pares Eletrónicos de Valência (TRPEV). Teoria das repulsões dos pares eletrónicos de valência (TRPEV) As repulsões entre pares eletrónicos de valência são minimizadas para que aumente a estabilidade, o que determina a geometria da molécula

11 Ângulo de ligação O ângulo de ligação é o menor ângulo formado pelos segmentos de reta que unem os núcleos de três átomos ligados. A geometria da molécula de água é angular porque há quatro pares de eletrões de valência à volta do átomo central, dois ligantes e dois não ligantes. 22 Geometrias moleculares mais comuns 23 11

12 Geometrias moleculares mais comuns X 2 Ex.: 2, N 2, O 2 Moléculas Diatómicas homonucleares Geometria: Linear Ângulo de ligação: 180 X dois átomos iguais 24 Geometrias moleculares mais comuns XY Ex.: Br, Cl, F Moléculas Diatómicas heteronucleares Geometria: Linear Ângulo de ligação: 180 Cl X e Y dois átomos diferentes 25 12

13 Geometrias moleculares mais comuns AX 2 Ex.: CO 2, CS 2 Moléculas Poliatómicas Geometria: Linear Ângulo de ligação: 180 O C O A átomo central X outros átomos 26 Geometrias moleculares mais comuns Ex.: SO 2, NO 2 - AX 2 E Moléculas Poliatómicas Geometria: Angular Ângulo de ligação: 116,5 O S A átomo central X outros átomos E par não-ligante O 27 13

14 Geometrias moleculares mais comuns Ex.: 2 O, 2 S Geometria: Angular Ângulo de ligação: 104,5 AX 2 E 2 Moléculas Poliatómicas O A átomo central X outros átomos E 2 dois pares não-ligantes 28 Geometrias moleculares mais comuns Ex.: BF 3, B 3 Geometria: Triangular Plana Ângulo de ligação: 120 AX 3 Moléculas Poliatómicas A átomo central X outros átomos B 29 14

15 Geometrias moleculares mais comuns AX 3 E Ex.: N 3, P 3 Moléculas Poliatómicas Geometria: Piramidal Trigonal Ângulo de ligação: 106,7 N 30 Geometrias moleculares mais comuns Ex.: C 4,CCl 4 Geometria: Tetraédrica AX 4 Moléculas Poliatómicas Ângulo de ligação: 109,5 C 31 15

Moléculas apolares e polares Mapa tridimensional de potencial eletrostático As

32 Moléculas apolares e polares Curvas de isodensidade eletrónica As 33 16

16 Moléculas apolares e polares Mapa tridimensional de potencial eletrostático As moléculas apolares, por exemplo o 2 e O 2, possuem uma distribuição simétrica de carga. As moléculas polares, por exemplo o F e Cl, possuem uma distribuição assimétrica de carga. 32 Moléculas apolares e polares Curvas de isodensidade eletrónica As moléculas apolares, por exemplo o 2 e O 2, possuem uma distribuição simétrica de carga. As moléculas polares, por exemplo o F e Cl, possuem uma distribuição assimétrica de carga

Ligações apolares e polares 34 Moléculas

17 Ligações apolares e polares 34 Moléculas apolares e polares Uma molécula é polar ou apolar dependendo da distribuição global de carga elétrica, que está relacionada com a polaridade das ligações presentes e também com a geometria molecular. As moléculas 2 O e N 3 são exemplos bem conhecidos de moléculas polares, enquanto as moléculas CO 2 e C 4 são exemplos de moléculas apolares. 2 O N 3 CO 2 C

36 Mapas de potencial eletrostático Quando há distribuição assimétrica de carga elétrica, o potencial eletrostático é diferente em diferentes partes da molécula.

18 Mapas de potencial eletrostático Mapas de potencial eletrostático mostram distribuições tridimensionais de carga elétrica. O potencial eletrostático mede a interação de uma carga positiva com núcleos e eletrões de uma molécula ao longo de uma superfície de isodensidade eletrónica. 36 Mapas de potencial eletrostático Quando há distribuição assimétrica de carga elétrica, o potencial eletrostático é diferente em diferentes partes da molécula. Uma diferença extrema de distribuição de carga é evidenciada por regiões inteiramente vermelhas e outras inteiramente azuis, quase sem cores intermédias entre elas. Superfícies verdes e amarelas indicam uma distribuição mais uniforme de carga 37 18

19 TPC Fazer os exercícios da página 143, 144, 145 e 146, que ficaram por fazer: 38 19

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