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

Ligações covalentes

Ligações covalentes

Exemplos de compartilhamentos de elétrons de valência

A MOLÉCULA DO H2 DISTÂNCIA INTERNUCLEAR X ENERGIA

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.

Tipos de ligações covalentes

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.

Teorias de formação de

compostos covalentes

1- TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (T.L.V.)

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)

Teoria da ligação de valência (TLV)

Da coalescência de dois orbitais s ou px forma-

se uma nuvem eletrônica de simetria cilíndrica

em torno do eixo internuclear, designando-se a

ligação formada por ligação s (sigma).

Ligação s (sigma)

Orbital 2px

atómica Ligação s (sigma)) Orbital 2px

atómica

Teoria da ligação de valência (TLV)

A coalescência de dois orbitais py ou de dois pz, que

coalescem lateralmente, originará uma ligação p (pi) que, à

semelhança das orbitais p, será constituído por dois lóbulos.

Ligação p (pi).

Orbital 2p

atômico

LIgação p

(pi) Orbital 2p

atômico

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.

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.

Hibridização de orbitais atômicos

Hibridização de orbitais atômicos

Hibridização de orbitais atômicos

Hibridização de orbitais atômicos

Estrutura do metano

Hibridização sp3d e sp3d2

Orbitais sp3d

Orbitais sp3d2

Estrutura bipiramidal trigonal

Estrutura octaédrica

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.

Moléculas com pares de elétrons livres

Arranjo tetraédrico Geometria ângular

Moléculas com pares de elétrons livres

Variação dos ângulos das ligações

em moléculas com pares de e-

livres

NH3 H2O

Moléculas covalentes com pares de elétrons livres

Em geral, a repulsão entre os pares de elétrons

decresce na seguinte ordem:

Plivre-Plivre > Plivre-Pligado > Pligado-Pligado

6 repulsões Plivre-Pligado (média)

Somente as repulsões mais fortes (90º) devem ser avaliadas.

1 repulsão Plivre-Plivre (forte)

3 repulsões Plivre-Pligado (médias)

2 repulsões Pligado-Pligado (fracas)

4 repulsões Plivre-Pligado

(médias)

2 repulsões Pligado-Pligado

(fracas)

Forte Média Fraca

Moléculas bi-pirâmide trigonais

OBS.: RPECV: Repulsão dos Pares de Elétrons

da Camada de Valência

Momento de dipolo de moléculas

covalentes

1 D = 3,336 10-30 C.m

Momento de dipolo de moléculas

covalentes

Molécula geometria (D)

HF linear 1.92

HBr linear 1.08

H2O angular 1.85

NH3 piramidal 1.45

SO2 angular 1.60

CO2 linear 0

Momento de dipolo de moléculas

covalentes

Momento de dipolo de moléculas

covalentes

O conceito de carga formal (C.F.)

C.F.: Auxilia a definir qual a(s) estrutura(s) mais

provável(eis) entre várias possíveis.

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.

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 BF3 é aquela que apresenta o octeto incompleto do B.

O conceito de carga formal (C.F.)

N no NO2-: 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

Íon nitrito