Post on 03-Jul-2015
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LIGAÇÃO COVALENTE• É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam
adicionar elétrons em suas últimas camadas.
• Somente o compartilhamento é que pode assegurar que que estes átomos atinjam a quantidade de elétrons necessária em suas últimas camadas. Cada um dos átomos envolvidos entra com um elétron para a formação de um par compartilhado, que a partir da formação passará a pertencer a ambos os átomos.
PorPorPorPor exemploexemploexemploexemplo: : : :
H + H → H2
Na molécula de nitrogênio ocorrem três ligações covalentes entre os dois átomos.
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A ligação por covalênciade 1 mol de H2 libera 436 kJ/mol
FORMAÇÃO DA LIGAÇÃO COVALENTE
A combinação aditiva de dois orbitais atômicos 1s leva a uma condição de menor energia.
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Formação da ligação
Distribuição eletrônica na última camada do átomo central:
A simples sobreposição dos orbitais sugere que o ângulo entre as ligações é de 90º. Porém experimentalmente verifica-se que este ângulo éde 104,45º!!!!
A molécula de H2O
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As ligações covalentes podem ser polares ou apolares
A ligação covalente
- Moléculas diatômicas formadas por apenas um tipo de átomo;
- Algumas moléculasgeométricas.
-Moléculas diatômicas formadas por átomos diferentes;
- Elétron passa mais tempo perto de um dos átomos;
- Forma-se um dipolo elétrico no interior da molécula;
- Moléculas fortemente polares são bons solventes iônicos.
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Momento de dipolo� Todas as moléculas diatômicas formadas por átomos diferentes são polares;
� Moléculas diatômicas homonucleares são apolares;
� Para moléculas poliatômicas a geometria das mesmas é fundamental para determinar a polaridade.
Percentagem de caráter iônico
� Duas cargas pontuais (+ e -) separadas pela distância de 1A = 4,8 D.
� HF – distância internuclear = 0,9171 A.
� HF 100% iônico = 4,4 D (0,9171 x 4,8).
� Momento de dipolo experimental = 1,91 D.
� Percentagem de caráter iônico = 43 % (1,91/4,4).
HCl = 1,275 A; 1,03 D (21%) HBr = 1,413 A; 0,78 D (11,5%)
H2O = 1,85 D NH3 = 1,49 D CO2 = 0 SO2 = 1,61 D
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• Ligações σ
Tipos de ligações covalentes� Por aproximação frontal dos orbitais atômicos:
� σs-s σs-p σp-p
� Forma ligações fortes.
� Apresentam simetria cilíndrica em torno do eixo de ligação.
� Átomos podem rotar em torno do eixo da ligação.
� Não apresentam plano nodal no eixo internuclear.
�Todas as ligações covalentes simples são sigma (primeira ligação é sempre sigma).
• Ligações π
� Por aproximação lateral dos orbitais atômicos:
� São formadas entre átomos que já possuem ligação σ.
� Possuem um plano nodal no eixo internuclear.
� Não permitem rotação dos átomos em torno do eixo internuclear.
� São mais fracas que as ligações σ.
� Átomos grandes raramente formam duplas ligações – a sobreposição é difícil.
� Orbitais “s” não formam ligações pi.
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Hibridização
� Evidências experimentais para o átomo de C no metano (CH4):
� Todas as ligações são idênticas (mesma força) – 99,4 kcal/mol;
� Comprimento da ligação: 1,093 A
� Todos os ângulos de ligação são iguais a 109,5º - configuração tetraédrica da molécula.
Essas evidências experimentais não podem ser explicadas pelo modelo de distribuição de elétrons
em orbitais atômicos adotado até o presente!!
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Hibridização�Mistura de orbitais atômicos (OA) com energias semelhantes, dando origem a novos OAs com energia com valor intermediário com relação aos valores dos orbitais atômicos originais.
�A teoria da hibridização atende adequadamente as evidências de geometria molecular adquiridas experimentalmente
� Na ativação ocorre um pequeno gasto de energia recuperado quando da realização das ligações.
� O orbital híbrido possui energia intermediária em relação aos orbitais que lhe deram origem.
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Hibridização�Os orbitais híbridos são formados de maneira a minimizar a energia da molécula. Afasta as nuvens eletrônicas. Determinante para a geometriamolecular.
� Mistura de orbitais com energias semelhantes.
� Alguns OAs podem permanecer na forma pura.
� Alguns híbridos podem não participar de ligações, mantendo pares de elétrons isolados.
� Orbitais híbridos só participam de ligações sigma. Estas ligações podem ser realizadas com outro OA híbrido ou com um OA puro.
� Possuem características fortemente direcionais.
� Serão formados tantos orbitais híbridos quantos forem os OAs puros que se envolveram no processo.
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Hibridização de OAs que não formam ligações – A importância dos pares isolados.
� Evidências experimentais para os ângulos de ligação nas moléculas de H2O (105º), NH3 (107º) e CH4 (109,5º).
A simples sobreposição dos orbitais sugere que o ângulo entre as ligações é de 90º. Porém experimentalmente verifica-se que este ângulo éde 104,45º!!!!
A hibridização dos OAs do Oxigênio pode explicar os resultados experimentais encontrados...
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A hibridização das três moléculas
Repulsão mais intensa que entre pares ligados.
Repulsão mais intensa ainda.
- A repulsão entre os pares isolados é maior que entre os pares ligados: p.i. – p.i. > p.i. – p. ligados > pares ligados.
- Os elétrons isolados (sozinhos ou em pares) são mais energéticos pois não sofrem atração dos dois núcleos.