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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
