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2.1.2 Ligação
covalente
Adaptado pelo Prof. Luís Perna
2.1.2 Ligação covalente
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Ligações covalentes
Quando a partilha de eletrões é significativa e localizada entre
átomos denomina-se de ligação covalente.
Nem todos os átomos se associam para formar moléculas e, quando o
fazem, nem sempre partilham o mesmo número de eletrões.
Para interpretar como se formam ligações covalentes é utilizada a
notação de Lewis.
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2.1.2 Ligação covalente
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Estrutura de Lewis
Na notação de Lewis utilizam-se cruzes (x) ou pontos (•) para
representar os eletrões de valência. Esta notação permite destacar
o contributo de alguns dos eletrões de valência para a ligação
química, que são chamados de eletrões partilhados neste modelo.
2.1.2 Ligação covalente
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Vamos interpretar, utilizando o modelo de Lewis, a ligação química
covalente em moléculas diatómicas: H2, F2, O2 e N2.
Modelo de Lewis
Em primeiro lugar é preciso conhecer o número de eletrões de
valência dos átomos que originaram as moléculas.
Essa informação pode obter-se:
➢ consultando a Tabela Periódica, pelo nome ou símbolo
químico;
➢ escrevendo a configuração eletrónica a partir do número
atómico (Z).
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2.1.2 Ligação covalente
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Notação de Lewis
A notação de Lewis para o átomo de hidrogénio, flúor, oxigénio e
nitrogénio é:
Os quatro lados podem estar preenchidos, cada um dos quais com
um máximo de dois eletrões por lado.
Para esta representação o número máximo de eletrões é oito.
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Ligação Covalente
Simples
Dupla
Tripla
Tipos de ligação covalente
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O di-hidrogénio é um gás, constituído por moléculas diatómicas homonucleares.
Formação da molécula de di-hidrogénio – H2
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Ligação covalente simples
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Ligação covalente dupla
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Ligação covalente tripla
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Regra do octeto
Regra do octeto
Os átomos ligam-se partilhando eletrões de forma que cada um
fique com oito eletrões de valência (no caso do hidrogénio são
apenas dois) é uma excepção.
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Eletrões ligantes e não ligantes
Em modelos mais avançados, os eletrões que participam na ligação
covalente são chamados de eletrões ligantes (em vez de eletrões
partilhados) e os eletrões de valência que não contribuem para a ligação
são designados de eletrões não ligantes (em vez de eletrões não
partilhados).
Existem algumas exceções, mas em diferentes moléculas o número
de pares ligantes e não ligantes geralmente mantem-se para átomos
do mesmo elemento.
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2.1.2 Ligação covalente
Espetros
de emissão
contínuos
de riscas
de absorção
de riscas
Resultam da luz emitida por um corpo
Resultam da absorção parcial da luz ao atravessar a matéria
Espetros de emissão e de absorção
Sódio
XNúmero total de eletrões ligantes e não ligantes
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Estrutura de Lewis de moléculas
8 eletrões
2 eletrões
2 eletrões
2 eletrões
2 eletrões 2 eletrões
8 eletrões
2 eletrões
2 eletrões
2 eletrões
8 eletrões
2 eletrões
8 eletrões
8 eletrões 8 eletrões
CH4 NH3
H2O CO2
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Ligação covanlente
Ligação covalente: há partilha de eletrões entre átomos.
Da partilha podem resultar:
▪ eletrões ligantes: eletrões que asseguram a ligação;
▪ eletrões não ligantes: eletrões que não afetam a ligação.
Uma ligação covalente pode ser:
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Energia de ligação
Energia de ligação é a energia necessária para quebrar uma
ligação, isto é, a energia que se deve fornecer a dois átomos ligados,
para os afastar a uma distância infinita.
As energias de ligação são apresentadas para uma mole de
ligações, pelo que costumam ser expressas em kJ/mol.
Maior energia de ligação
Ligação mais difícil de quebrar
Ligação mais forte
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Comprimento de ligação
O comprimento de ligação é a distância entre os núcleos de dois
átomos que estabelecem a ligação. Trata-se sempre de uma distância
média, pois os átomos ligados vibram continuamente. Normalmente
expressa-se em picómetros (pm).
É possível prever relações entre comprimentos de ligação e energias
de ligação com base na variação do raio atómico dos elementos
envolvidos.
Quanto maior é a energia de ligação, menor será o
comprimento de ligação.
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A ordem de ligação entre dois átomos corresponde ao número de
pares de eletrões ligantes que asseguram a ligação entre eles.
Por exemplo, na molécula de azoto (N2), a ordem da ligação é 3.
Comprimento de ligação/energia de ligação
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Correlação comprimento de ligação/energia de ligação
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Geometria molecular
A geometria que a molécula adquire é a que minimiza as repulsões
entre os pares de eletrões de valência.
Para interpretar e prever a geometria das moléculas, usa-se a Teoria
da Repulsão de Pares Eletrónicos de Valência (TRPEV).
Teoria das repulsões dos pares eletrónicos de valência
(TRPEV)
As repulsões entre pares eletrónicos de valência são
minimizadas para que aumente a estabilidade, o que determina a
geometria da molécula.
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Ângulo de ligação
O ângulo de ligação é o menor ângulo formado
pelos segmentos de reta que unem os núcleos
de três átomos ligados.
A geometria da molécula de água é angular porque há quatro pares
de eletrões de valência à volta do átomo central, dois ligantes e
dois não ligantes.
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Geometrias moleculares mais comuns
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Geometrias moleculares mais comuns
Ex.: H2, N2, O2
Geometria: Linear
Ângulo de ligação: 180° H H
X2Moléculas Diatómicas homonucleares
X – dois átomos iguais
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Ex.: HBr, HCl, HF
Geometria: Linear
Ângulo de ligação: 180°
XY
H Cl
Moléculas Diatómicas heteronucleares
X e Y – dois átomos diferentes
Geometrias moleculares mais comuns
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Ex.: CO2, CS2
Geometria: Linear
Ângulo de ligação: 180°
AX2
C OO
A – átomo central X – outros átomos
Moléculas Poliatómicas
Geometrias moleculares mais comuns
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Geometrias moleculares mais comuns
Ex.: SO2, NO2-
Geometria: Angular
Ângulo de ligação: 116,5°
AX2 E
SO O
A – átomo central X – outros átomos E – par não-ligante
Moléculas Poliatómicas
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Ex.: H2O, H2S
Geometria: Angular
Ângulo de ligação: 104,5°
AX2 E2
OH H
Moléculas Poliatómicas
A – átomo central X – outros átomos E2 – dois pares não-ligantes
Geometrias moleculares mais comuns
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Ex.: BF3, BH3
Geometria: Triangular Plana
Ângulo de ligação: 120°
AX3
H
H
HB
Moléculas Poliatómicas
A – átomo central X – outros átomos
Geometrias moleculares mais comuns
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Ex.: NH3, PH3
Geometria: Piramidal Trigonal
Ângulo de ligação: 106,7°
AX3 E
NH H
H
Moléculas Poliatómicas
Geometrias moleculares mais comuns
2.1.2 Ligação covalente
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Ex.: CH4,CCl4
Geometria: Tetraédrica
Ângulo de ligação: 109,5°
AX4
CH
H
HH
Moléculas Poliatómicas
Geometrias moleculares mais comuns
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Moléculas apolares e polares
As moléculas apolares, por
exemplo o H2 e O2, possuem uma distribuição
simétrica de carga.
As moléculas polares, por
exemplo o HF e HCℓ, possuem uma
distribuição assimétrica de
carga.
Mapa tridimensional de potencial eletrostático
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Moléculas apolares e polares
As moléculas apolares, por
exemplo o H2 e O2, possuem uma distribuição
simétrica de carga.
As moléculas polares, por
exemplo o HF e HCℓ, possuem uma
distribuição assimétrica de
carga.
Curvas de isodensidade eletrónica
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Ligações apolares e polares
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Moléculas apolares e polares
Uma molécula é polar ou apolar dependendo da distribuição global de
carga elétrica, que está relacionada com a polaridade das ligações
presentes e também com a geometria molecular.
enquanto as moléculas CO2 e CH4 são exemplos de
moléculas apolares.
As moléculas H2O e NH3 são exemplos bem conhecidos de moléculas
polares,
H2O NH3CO2 CH4
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Mapas de potencial eletrostático
Mapas de potencial eletrostático mostram distribuições
tridimensionais de carga elétrica.
O potencial eletrostático mede a interação de uma carga positiva com
núcleos e eletrões de uma molécula ao longo de uma superfície de
isodensidade eletrónica.
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Mapas de potencial eletrostático
Quando há distribuição assimétrica de carga elétrica, o potencial
eletrostático é diferente em diferentes partes da molécula.
Superfícies verdes e amarelas indicam uma distribuição mais uniforme de carga
Uma diferença extrema de distribuição de carga é evidenciada por
regiões inteiramente vermelhas e outras inteiramente azuis, quase
sem cores intermédias entre elas.
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TPC
• Fazer os exercícios da página 143, 144, 145 e 146, que ficaram por fazer:
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