LIGAÇÃO COVALENTE

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1 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. Por Por Por Por exemplo exemplo exemplo exemplo: : : : H + H H 2 Na molécula de nitrogênio ocorrem três ligações covalentes entre os dois átomos.

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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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LIGAÇÕES COVALENTES - CARACTERÍSTICAS

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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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Tipos de ligações covalentes

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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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Orbitais híbrido sp3

CH4

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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 sp2

� A molécula de BF3

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Orbitais híbridos sp2

BF3

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Hibridização sp

� A molécula de BeCl2 ou BeH2

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Orbitais híbridos sp

BeCl2

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Orbitais híbridos

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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.