É O RESULTADO DE FORÇAS ATRATIVAS E REPULSIVAS

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1 Ligações covalentes É O TIPO DE INTERAÇÃO NA QUAL OS ÁTOMOS SE MANTÊM UNIDOS ATRAVÉS DE ELÉTRONS DE VALÊNCIA QUE SÃO ATRAÍDOS, SIMULTANEAMENTE, POR MAIS DE UM NÚCLEO. É O RESULTADO DE FORÇAS ATRATIVAS E REPULSIVAS

2 Ligações covalentes

3 Ligações covalentes Exemplos de compartilhamentos de elétrons de valência

4 A MOLÉCULA DO H 2 DISTÂNCIA INTERNUCLEAR X ENERGIA

5 Ligações covalentes NA FORMAÇÃO DE UMA LIGAÇÃO COVALENTE, QUANTO MAIS PARECIDAS FOREM AS DISTÂNCIAS QUE SEPARAM O NÚCLEO E OS ELÉTRONS DE CADA ÁTOMO QUE PARTICIPA DA LIGAÇÃO, MAIS IGUALMENTE OS ELÉTRONS ESTARÃO SOB A INFLUÊNCIA DOS DOIS NÚCLEOS E LOCALIZADOS ENTRE OS MESMOS. ISTO FAZ COM QUE OS DOIS ÁTOMOS FIQUEM FIRMEMENTE UNIDOS UM AO OUTRO, O QUE SIGNIFICA DIZER QUE A LIGAÇÃO COVALENTE FORMADA É FORTE.

6 Tipos de ligações covalentes

7 Tipos de ligação covalente EM QUALQUER TIPO DE INTERAÇÃO NA QUAL DOIS ÁTOMOS SE MANTÊM UNIDOS ATRAVÉS DA ATRAÇÃO SIMULTÂNEA DOS SEUS RESPECTIVOS NÚCLEOS PELOS MESMOS ELÉTRONS, TANTO FAZ SE OS DOIS ELÉTRONS SÃO ORIUNDOS DE UM OU DE OUTRO ÁTOMO, OU MESMO SE CADA ELÉTRON É PROVENIENTE DE UM DOS DOIS ÁTOMOS. ESTE TIPO DE INTERAÇÃO RECEBE O NOME DE LIGAÇÃO COVALENTE, SEM QUALQUER OUTRO ADJETIVO TAL COMO COORDENATIVA, COORDENADA E, MENOS AINDA, DATIVA. Ex.

8 Teorias de formação de compostos covalentes 1- TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (T.L.V.)

9 Teorias de formação de compostos covalentes Dois átomos aproximam-se um do outro até que os seus orbitais coalescem (interpenetram-se). Orbital 1s atómico Orbital 1s atómico Ligação s (sigma)

10 Teoria da ligação de valência (TLV) Ligação s (sigma) Da coalescência de dois orbitais s ou p x formase uma nuvem eletrônica de simetria cilíndrica em torno do eixo internuclear, designando-se a ligação formada por ligação s (sigma). Orbital 2p x atómica Orbital 2p x atómica Ligação s (sigma))

11 Teoria da ligação de valência (TLV) Ligação p (pi). A coalescência de dois orbitais p y ou de dois p z, que coalescem lateralmente, originará uma ligação p (pi) que, à semelhança das orbitais p, será constituído por dois lóbulos. Orbital 2p atômico Orbital 2p atômico LIgação p (pi)

12 Teoria da ligação de valência (TLV) Uma ligação s é mais forte do que uma p, em virtude de a coalescência frontal ser superior à coalescência lateral critério da coalescência máxima. Ao somatório das ligações s e p que se estabelecem entre dois átomos, chama-se multiplicidade da ligação.

13 Hibridização de orbitais atômicos Definição: Combinação linear de um certo número de orbitais atômicos puros, s, p ou d, de um mesmo átomo, de forma a obter um número igual de outros orbitais, orbitais híbridos, com propriedades direcionais diferentes das de cada um dos orbitais puros usados na combinação.

14 Hibridização de orbitais atômicos

15 Hibridização de orbitais atômicos

16 Hibridização de orbitais atômicos

17 Hibridização de orbitais atômicos

18 Estrutura do metano

19 Hibridização sp 3 d e sp 3 d 2 Orbitais sp 3 d Estrutura bipiramidal trigonal Orbitais sp 3 d 2 Estrutura octaédrica

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21 Moléculas com pares de elétrons livres Deve-se notar que apenas dois dos orbitais híbridos estão envolvidos na formação da ligação, enquanto que os dois outros abrigam pares isolados de elétrons não-ligados.

22 Moléculas com pares de elétrons livres Arranjo tetraédrico Geometria ângular

23 Moléculas com pares de elétrons livres

24 Variação dos ângulos das ligações em moléculas com pares de e - livres NH 3 H 2 O

25 Moléculas covalentes com pares de elétrons livres Em geral, a repulsão entre os pares de elétrons decresce na seguinte ordem: P livre -P livre > P livre -P ligado > P ligado -P ligado Forte Média Fraca 4 repulsões P livre -P ligado (médias) 2 repulsões P ligado -P ligado (fracas) 6 repulsões P livre -P ligado (média) 1 repulsão P livre -P livre (forte) 3 repulsões P livre -P ligado (médias) 2 repulsões P ligado -P ligado (fracas) Somente as repulsões mais fortes (90º) devem ser avaliadas.

26 Moléculas bi-pirâmide trigonais OBS.: RPECV: Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência

27 Momento de dipolo de moléculas covalentes 1 D = 3, C.m

28 Momento de dipolo de moléculas covalentes Molécula geometria (D) HF linear 1.92 HBr linear 1.08 H 2 O angular 1.85 NH 3 piramidal 1.45 SO 2 angular 1.60 CO 2 linear 0

29 Momento de dipolo de moléculas covalentes

30 Momento de dipolo de moléculas covalentes

31 O conceito de carga formal (C.F.) C.F.: Auxilia a definir qual a(s) estrutura(s) mais provável(eis) entre várias possíveis.

32 O conceito de carga formal (C.F.) Geralmente a estrutura de menor energia (mais provável) é aquela com: (1) A menor carga formal nos átomos; e (2) a estrutura na qual ao elemento mais eletronegativo é atribuída uma carga formal negativa e/ou ao elemento menos eletronegativo é atribuída uma carga formal positiva (ou zero). A estrutura 1 é a mais provável.

33 O conceito de carga formal (C.F.) As C.F. do B e dos F são todas zero. Poderíamos completar o octeto ao redor do B formando uma ligação dupla. Ao fazer isso, há 3 estruturas equivalentes possíveis (estruturas de ressonância). No entanto, as cargas formais mostram uma situação desfavorável: o F com C.F. +1 e o B, menos eletronegativo do que o F, com C.F. -1. Assim, a estrutura mais provável do BF 3 é aquela que apresenta o octeto incompleto do B.

34 O conceito de carga formal (C.F.) Íon nitrito N no NO 2- : CF = 5 [2 + (6 2)] = 0 O em dupla ligação: CF = 6 [4 + (4 2)] = 0 O em ligação simples: CF = 6 [6 + (2 2)] = -1