LIGACAO COVALENTE

5/16/2018 LIGACAO COVALENTE - slidepdf.com

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Universidade Católica de PernambucoCentro de Ciências e Tecnologia – CCTCoordenação de Química e Meio-Ambiente

LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR

José Edson Gomes de Souza



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Introdução

Quando um elemento possui uma baixa energia deionização e, outro elemento apresenta uma altaafinidade eletrônica, um ou mais elétrons podem ser

transferidos do primeiro para o segundo, dando origema uma ligação iônica. A ligação covalente irá ocorrer quando os elementos

apresentam as mesmas tendências para ganhar ouperder elétrons, ocorrendo dessa forma umcompartilhamento de elétrons entre esses elementos. Aforça da ligação covalente resulta da atração entre oselétrons compartilhados e os núcleos positivos dosátomos que participam da ligação.



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Observe a formação da molécula do gáshidrogênio (H2).

HH

HH

2HH-H



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a) HCl f) NH3

b) Cl2 e) H2O

c) O2 g) SF2

d) N2 h) SF4

Represente a fórmula eletrônica dos compostos abaixo:



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Regras Práticas para montagem de fórmulaseletrônicas

1. Conte todos os elétrons da camada de valência, de todos osátomos que formam o composto.No caso de íons acrescente ouretire elétrons de acordo coma sua carga .

2. Coloque um par de elétrons, entre o elemento central docomposto e cada um dos demais átomos que formam a molécula.

3. Complete o octeto dos átomos ligados ao elemento central damolécula.

4. Verifique o número de elétrons distribuídos e compare com ototal do item (1), se estiver sobrando elétron coloque-os, emtorno do átomo central sempre aos pares.

5. Se após a distribuição de todos os elétrons o elemento centralainda não completou o octeto forme ligações duplas ou triplas.



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Escreva a fórmula eletrônica dos compostosabaixo

a)CCl4 d) IF5 g) SO2

b)SF6 e) h) NH3

c)ClF3 f) PCl5 i) CO2

-

3I



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REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS EGEOMETRIA MOLECULAR

Os pares de elétrons em torno do átomo central repelem-seeletrostaticamente, provocando um arranjo geométricomais estável, isto é onde a repulsões intereletrônicas sãomínimas.



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REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS DACAMADA DE VALÊNCIA (RPECV, VSEPR)

Em uma molécula formada por um átomo central ligadocovalentemente a outros átomos, os pares de elétronsisolados de orientam de modo que as repulsões elétron-

elétron são mínimas, enquanto as atrações núcleo-elétronsão máximas. Um método utilizado para determinar essaorientação é denominado de repulsão entre os pareseletrônicos da camada de valência. As regras básicas são: Os pares de elétrons da camada de valência se

orientam de modo que sua energia seja mínima. Os pares de elétrons isolados são mais volumosos e

espalhados que os pares de elétrons compartilhados.



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par compartilhado-par compartilhado < par compartilhado-par isolado < par isolado-par isolado

REPULSÃO CRESCENTE



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As forças de repulsão diminuem rapidamente com oaumento do ângulo entre os pares eletrônicos :

90o > 120o >180o



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Número Estérico Orientação espacial do pares deelétrons

02 LINEAR

03 TRIGONAL PLANA04 TETRAÉDRICA

05 BIPIRÂMIDE TRIGONAL

06 OCTAÉDRICA



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Número Estérico Orientação espacial do pares deelétrons

02 LINEAR

03 TRIGONAL PLANA04 TETRAÉDRICA

05 BIPIRÂMIDE TRIGONAL

06 OCTAÉDRICA



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NúmeroEstérico

Forma Eletrônica ParesIsolados

Geometria molecular Exemplo

02 LINEAR 0 LINEAR BeH2

03 TRIGONAL 0 TRIGONAL PLANA BF3

1 ANGULAR NO2

04 TETRAÉDRICO 0 TETRAÉDRICO CH4

1 PIRÂMIDAL NH3

2 ANGULAR H20



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05 BIPIRÂMIDETRIGONAL

0 BIPIRÂMIDETRIGONAL

PCl5

1 GANGORRA SF4

2 FORMA T ClF3

3 LINEAR I-3



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NúmeroEstérico

FormaEletrônica

ParesIsolado

s

Geometria molecular Exemplo

06 OCTAÉDRICA 0 OCTAÉDRICA SF6

1 PIRÂMIDE

TETRAGONAL

IF5

2 QUADRADO PLANAR XeF4



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FORMAÇÃO DE LIGAÇÕES SIGMA()

Ligação Covalente Sigma: é a ligação formada pelainterpenetração frontal de orbitais (segundo um mesmoeixo). A ligação sigma é forte e difícil de ser rompida.Pode ser feita com qualquer tipo de orbital atômico.;



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Ligação Pí: é a ligação formada pela aproximação lateral deorbitais (segundo eixos paralelos). A ligação pi é mais fraca emais fácil de ser rompida; Só ocorre entre orbitais atômicos

do tipo "pi". Obs.: Quando dois átomos estabelecem uma dupla ou triplaligação, a primeira é sempre do tipo sigma, a Segunda e aterceira ligação, se houver é do tipo pi

FORMAÇÃO DE LIGAÇÃO PI ()



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HIBRIDAÇÃO

É uma combinação de orbitais originando orbitaishíbridos com energia intermediaria aos orbitais deorigem. O tipo de hibridação depende dos orbitaisenvolvidos na combinação. Estudaremos os tiposmais comuns de hibridações : sp, sp2, sp3, sp3d,spd2.



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6C – 1s2 2s2 2p2 Estado fundamental – “ divalente”

Ex1. Carbono no metano (CH4)

6C – 1s2 2s1 2p3 Estado ativado ou excitado

6C – 1s2 2(sp3)4 Estado híbrído

Hibridação sp3 - Envolve a combinação de 1 orbital “s” com 3orbitais “p” dando origem a 4 orbitais híbridos “sp3”.



Ex2. Boro no trifluoreto de boro BF3

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5B -1s2,2s2,2p1 Estado fundamental

5B- 1s2,2s1, 2p2 Estado ATIVADO

5B- 1s2,2(sp2)3 Estado Híbrido

Hibridação sp2 - Envolve a combinação de 1 orbital “s” com 2orbitais “p” dando origem a 3 orbitais híbridos “sp2”.



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Ex3. Berílio no hidreto e boro - BeH2

4Be- 1s2,2s2, 2p(vazio) Estado fundamental

4Be- 1s2,2s1, 2p1 Estado ATIVADO

4Be- 1s2,2(sp)2 Estado Híbrido

Hibridação sp - Envolve a combinação de 1 orbital “s” com 1orbital “p” dando origem a 2 orbitais híbridos “sp”.



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Ex4. Fósforo no Pentacloreto de Fósforo – PCl5

15P- 1s2,2s2,2p6,3s2,3p3 ,3d (vazio)Estado fundamental

15P- 1s2,2s2,2p6, 3s2,3p3 ,3d1 Estado ativado

15P- 1s2,2s2,2p6, 3(sp3d)5 Estado híbrido

Hibridação sp3d - Envolve a combinação de 1 orbital “s” com 3orbitais “p” e um orbital d, dando origem a 5 orbitais híbridos

“sp3d”.

h l d



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Ex5. Enxofre no hexafluoreto de Enxofre – SF6

16S- 1s2,2s2,2p6,3s2,3p4 ,3d (vazio)Estado fundamental

15S- 1s2,2s2,2p6, 3s2,3p3 ,3d2 Estado ativado

15S- 1s2,2s2,2p6, 3(sp3d2)6 Estado híbrido

Hibridação sp3d2 - Envolve a combinação de 1 orbital “s” com3 orbitais “p” e 2 orbitais d, dando origem a 6 orbitais

híbridos “sp3d2”.



Forças Intermoleculares,

Líquidos e Sólidos

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Líquidos X Sólidos

As propriedades físicas das substâncias entendidas emtermos de teoria cinética molecular :

Os gases são altamente compressíveis, assumem a

forma e o volume do recipiente:

As moléculas de gás estão separadas e nãointeragem muito entre si.

Os líquidos são quase incompressíveis, assumem aforma, mas não o volume do recipiente:

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As moléculas de líquidos são mantidas mais próximasdo que as moléculas de gases, mas não de maneiratão rígida de tal forma que as moléculas não possamdeslizar umas sobre as outras.

Os sólidos são incompressíveis e têm forma e volumedefinidos:

As moléculas de sólidos estão mais próximas. As

moléculas estão unidas de forma tão rígida que nãoconseguem deslizar facilmente umas sobre as outras.

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As forças que mantêm os sólidos e líquidosunidos são denominadas forças intermoleculares.

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Forças intermoleculares

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A ligação covalente que mantém uma moléculaunida é uma força intramolecular.

A atração entre moléculas é uma forçaintermolecular.

Forças intermoleculares são muito mais fracas doque as forças intramoleculares (por exemplo, 16 kJ

mol-1 versus 431 kJ mol-1 para o HCl). Quando uma substância funde ou entra em ebulição,

forças intermoleculares são quebradas (não asligações covalentes).



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Forças íon-dipolo

A interação entre um íon e um dipolo (por exemplo,água).

A mais forte de todas as forças intermoleculares.

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Forças dipolo-dipolo

• As forças dipolo-dipolo existem entre moléculas polaresneutras.

• As moléculas polares necessitam ficar muito unidas. • Mais fracas do que as forças íon-dipolo. • Há uma mistura de forças dipolo-dipolo atrativas e

repulsivas quando as moléculas se viram. • Se duas moléculas têm aproximadamente a mesma massa e

o mesmo tamanho, as forças dipolo-dipolo aumentam com oaumento da polaridade.

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F d di ã d L d



Forças de dispersão de London

• A mais fraca de todas as forças intermoleculares.

• É possível que duas moléculas adjacentes neutras seafetem.

• O núcleo de uma molécula (ou átomo) atrai os elétronsda molécula adjacente (ou átomo).

• Por um instante, as nuvens eletrônicas ficam distorcidas.

• Nesse instante, forma-se um dipolo (denominado dipoloinstantâneo).

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F d di ã d L d



Um dipolo instantâneo pode induzir outro dipolo instantâneoem uma molécula (ou átomo) adjacente.

• As forças entre dipolos instantâneos são chamadas forças

de dispersão de London.

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Forças de dispersão de London



Ligação de hidrogênio

Caso especial de forças dipolo-dipolo. A partir de experimentos: os pontos de ebulição de compostos

com ligações H-F, H-O e H-N são anomalamente altos.

Forças intermoleculares são anomalamente fortes. A ligação de H necessita do H ligado a um elemento

eletronegativo (mais importante para compostos de F, O e N). Os elétrons na H-X (X = elemento eletronegativo) encontram-

se muito mais próximos do X do que do H. O H tem apenas um elétron, dessa forma, na ligação H-X, o H

d+ apresenta um próton quase descoberto.• Conseqüentemente, as ligações de H são fortes.

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Li ã d hid ê i



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Ligação de hidrogênio

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