Polímeros em Solução Físico Química de Polímeros Prof. Sérgio Pezzin.
QUÍMICA GERAL LIGA ÇÕES QUÍMICAS COVALENTES Prof. Sérgio Pezzin
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QUÍMICA GERAL
LIGAÇÕES QUÍMICAS
COVALENTES
Prof. Sérgio Pezzin
A Ligação Covalente: dois elétrons são compartilhados
Compostos covalentes
sólidodiamante (C)
líquidoH2O
gásCl2
A Ligação Covalente: dois elétrons são compartilhados
Em muitas circunstâncias, a formação de uma substância iônica não é energeticamente favorável.
Por exemplo, a formação de um cátion pode necessitar de muito mais energia (potencial de
ionização) do que a que pode ser recuperada pela energia liberada quando o ânion é formado e o sólido
iônico produzido (afinidade eletrônica e energia reticular).
Nestas circunstâncias forma-se uma LIGAÇÃO COVALENTE, que resulta do compartilhamento de
um par de elétrons entre os átomos.
A Ligação Covalente
s s
p p
Orbitais atômicos
Orbitais moleculares
Notação: estruturas de Lewis
lO•• •Ol•_ _ O = O
Na maior parte dos casos: 8 elétrons de valência(regra do octeto)
Notação: estruturas de Lewis
l
NH3 NH4+
Como escrever as estruturas de Lewis 1) Conte os elétrons de valência de todos os
átomos da molécula.Adicione a carga se for um ânion ou subtraia se for um cátion. Dividindo este número por dois temos o número de pares eletrônicos que podemos distribuir.
Exemplo: NO3
-
número de elétrons: 5+3x6+1=24 número de pares: 24/2 = 12
Como escrever as estruturas de Lewis
2) Escolha um átomo central (normalmente o átomo com menor eletronegatividade (EN) - fora o hidrogênio).
O nitrogênio tem eletronegatividade mais baixa que o oxigênio. O átomo central é o N.
3) Arranje os outros átomos em torno do átomo central. Ligue o átomo central com os átomos ao redor por pares eletrônicos.
O O O O N N
O O
Como escrever as estruturas de Lewis 4) Complete os octetos dos átomos com os pares eletrônicos, se
possível.
5) Se não puder completar os octetos, forme ligações múltiplas com o átomo central.
6) Ajuste a carga total (para os ânions: ajuste a carga ao elemento com a maior EN; para os cátions: ao elemento com EN mais baixa).
ON
O
O
N
o
o o
N
o
o o
- 7) Verifique se o número de pares está correto !
Qual é a carga de um átomo em uma molécula?
Limite apolar:os elétrons da ligação são divididos igualmente entre os 2 átomos que constituem a ligaçãocarga formalQform= V – (L+ 1/2P)
Para definir uma carga QI de um átomo I de uma molécula, comparamos o número de elétrons N pertencentes ao átomo I na ligação com o átomo isolado com V elétrons de valência:Q = V-N
A quais átomos pertencem os elétrons das ligações?
2 casos extremosL: número de pares
livresP: número de pares
compartilhados
Limite iônico:os elétrons ligantes são
inteiramente atribuídos ao elemento com maior eletronegatividade:
Número de oxidaçãoQox= V-L-P (para o
elemento com maior EN)QOx=V-L (para os outros)
0 0 0
-2 -2+4
Cargas formais e número de oxidação As cargas formais são indicadas. Quais são os números de oxidação ?
Quais são as cargas formais e os números de oxidação?
Como escrever as estruturas de Lewis 7) Das estruturas de Lewis possíveis escolha aquelas com as cargas
formais mais baixas.
N
o
o oN
o
o oN
o
o oN
o
o o
-1 -1
-1 -1
-1
-10 0
0
0 0 0
0 +2 -1 +1
Carga total Q = qi
Q = -1 Q = -1 Q = -1 Q = -1
estrutura com as cargas formais mais baixas IQI = IqiI IQI = 1 IQI = 5 IQI = 1 IQI = 3
Carga negativa não está sobre oátomo com maior EN
A regra do octeto é satisfeita ?não não não sim
Estruturas de ressonância
N
o
o o
-1
0 0
0 N
oo
o
-10
0 0N
o o
o
-1
0
00
N
o
o o
Os 3 átomos de oxigênio são completamente equivalentes, e há portanto 3 possibilidades de escrever a estrutura de Lewis.Na realidade, as 3 ligações N-O têm o mesmo comprimento e a carga é distribuída sobre os 3 oxigênios, de maneira que a estrutura real é uma superposição das 3 estruturas de ressonância.Exemplo famoso: o benzeno C6H6
estrutura de Kekuléestruturas de ressonância do benzeno
Exceções à regra do octeto
Participação de orbital p ou d : (compostos com mais que 8 elétrons de valência)
Outros exemplos: SF6, ICl2-, PO4
3-, I3-
Os radicais Radicais:moléculas com um ou mais elétrons não-emparelhados
O2 biradical
1s1s
2s2s
Ligações covalentes de coordenação
Ácido de Lewis: aceita um par eletrônico(contém orbitais p ou d !)
Base de Lewis:Fornece um par livre
Exemplo: o boro
→ monovalente (pode formar uma ligação covalente)
Interação com outros átomos
4 orbitais híbridosdo tipo sp3
→ trivalente (pode formar 3 ligações covalentes)
I F I I F I I F I
BF3
I F I-
BF4-
Complexos ácido-base de Lewis
I N - HH
H
Corrigindo o modelo covalente:Eletronegatividade
O poder de atração dos elétrons por um átomo quando este é parte de uma ligação é
chamada de eletronegatividade.
Corrigindo o modelo covalente:Eletronegatividade
Ligações polares H-H EN = 0 ligação apolar
EN = 0 ligação polar: o par eletrônico é mais próximo do átomo com maior EN
i
ii rq
DipoloMomento dipolar
Corrigindo o modelo iônico:Polarizabilidade
Todas as ligações iônicas tem algum carátercovalente.
A ligação adquire maior caráter covalente quando a distorção da nuvem eletrônica aumenta.
Átomos que sofrem uma grande distorção são
altamente polarizáveis.
Átomos que podem causar distorção tem alto poder de polarização.
Corrigindo o modelo iônico:Polarizabilidade
Um ânion pode ser altamente polarizável se for grande:o núcleo exerce pouca influência sobre os elétrons mais externos
porque eles são pequenos.
Um cátion pode ter um grande poder polarizantese for pequeno:
núcleo exerce forte atração sobre os elétrons do átomo vizinho.
A força das ligações covalentes Entalpias médias de ligação (em kJ/mol)
Os comprimentos de ligações covalentes
Formas das moléculas O modelo VSEPR: Valence Shell Electron Pair Repulsion Model (Modelo da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência)
O modelo VSEPR Linear (2 EPs) (3 EPs) (4 EPs)
(5 EPs)
6 EPs
O carbono As formas alotrópicas do carbono
diamante
grafite
C60
fullerenos
ligações carbono-carbono
Configuração de valência hibridização C estado fundamental C* configuração excitada sp3
(2 ligações possíveis) (4 ligações, 1 mais forte) (4 ligações equivalentes)
Modelo VSEPR: 4 orbitais forma tetraédrica
ligações, ligações simples
CH4
Hibridização ligações simples
Ligações duplas
C-H
H2CO
As ligações aromáticas
ligações simples e duplas alternadasTodas as ligações são equivalentes
As ligações triplas
Resumo da hibridização
A Ligação Covalente
região com densidade eletrônica maior entre os núcleos
H H
1 2
→ atração entre os átomos→ repulsão entre os átomos
Interferência positiva Interferência negativa
região com densidade eletrônica diminuída entre os núcleos
A molécula mais simples: H2
Superposição positivaInterferência construtiva
Superposição negativaInterferência destrutiva
H H
um par de elétrons ligantes
•HH•
Um électron só (não-emparelhado)
A representação de Lewis
orbital molecularligante
orbital molecularanti-ligante *
: simetria cilíndrica em torno do eixo internuclear
As funções de onda das moléculas: os orbitais moleculares
Pode-se aproximar os orbitais moleculares por uma combinação linear dos orbitais atômicos (MO-LCAO).
MOMO MOH ˆMOMO nível de energia molecular
Soluções da equação de Schrödinger para a molécula:
função de onda molecular
Orbitais moleculares
ligação (simétrica em torno do eixo internuclear, recobrimento de orbitais co-lineares)
ligação (mudança de sinal com a rotação, os átomos se aproximam lateralmente)
+
s p Sp
Orbitais híbridos
Orbital não-ligante
NN
HHHH HH
Orbitais moleculares da H2O
Orbitais moleculares
WW22ClCl44(NHEt)(NHEt)22(PMe(PMe33))22
ligação de 2 orbitais atômicos dxz
ligação de 2 orbitais atômicos dz2
A representação das estruturas moleculares
A ligação metálica: Todos os átomos compartilham os elétronsENA e ENB baixos, ENAB ~ 0 (entre metal e metal)
Sólidos metálicos
gálio
ouro
sódio
objetos de magnésio
A ligação metálica cátions com os elétrons de valência quase livres
estruturas compactas; fcc, hcp
Condutividade
Supercondutividade do YBa2Cu3O7
As Ligas
(latão)
(solda)
(aço inox)