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QUÍMICA GERAL LIGAÇÕES QUÍMICAS COVALENTES Prof. Sérgio Pezzin.

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1 QUÍMICA GERAL LIGAÇÕES QUÍMICAS COVALENTES Prof. Sérgio Pezzin

2 A Ligação Covalente: dois elétrons são compartilhados Compostos covalentes sólido diamante (C) líquido H 2 O gás Cl 2

3 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.

4 A Ligação Covalente s s pp Orbitais atômicos Orbitais moleculares

5 Notação: estruturas de Lewis lO Ol _ _ O = O Na maior parte dos casos: 8 elétrons de valência (regra do octeto)

6 Notação: estruturas de Lewis l NH 3 NH 4 +

7 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: NO 3 - número de elétrons: 5+3x6+1=24 número de pares: 24/2 = 12

8 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

9 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). N o o o N o o o - 7) Verifique se o número de pares está correto !

10 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 ligação carga formal Q form = V – (L+ 1/2P) Para definir uma carga Q I 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 extremos L: número de pares livres P: número de pares compartilhados Limite iônico: os elétrons ligantes são inteiramente atribuídos ao elemento com maior eletronegatividade: Número de oxidação Q ox = V-L-P (para o elemento com maior EN) Q Ox =V-L (para os outros)

11 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?

12 Como escrever as estruturas de Lewis 7)Das estruturas de Lewis possíveis escolha aquelas com as cargas formais mais baixas. N o o o N o o o N o o o N o o o Carga total Q = q i Q = -1 Q = -1 Q = -1 Q = -1 estrutura com as cargas formais mais baixas IQI = Iq i I IQI = 1 IQI = 5 IQI = 1 IQI = 3 Carga negativa não está sobre o átomo com maior EN A regra do octeto é satisfeita ? não não não sim

13 Estruturas de ressonância N o o o N o o o N o o o 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 C 6 H 6 estrutura de Kekulé estruturas de ressonância do benzeno

14 Exceções à regra do octeto Participação de orbital p ou d : (compostos com mais que 8 elétrons de valência) Outros exemplos: SF 6, ICl 2 -, PO 4 3-, I 3 -

15 Os radicais Radicais: moléculas com um ou mais elétrons não-emparelhados O 2 biradical 1s 2s

16 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 híbridos do tipo sp 3 trivalente (pode formar 3 ligações covalentes) I F I BF 3 I F I - BF 4 - Complexos ácido- base de Lewis I N - H H H

17 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.

18 Corrigindo o modelo covalente: Eletronegatividade

19 Ligações polares H-H EN = 0 ligação apolar EN = 0 ligação polar: o par eletrônico é mais próximo do átomo com maior EN Dipolo Momento dipolar

20 Corrigindo o modelo iônico: Polarizabilidade Todas as ligações iônicas tem algum caráter covalente. 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.

21 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 polarizante se for pequeno: núcleo exerce forte atração sobre os elétrons do átomo vizinho.

22 A força das ligações covalentes Entalpias médias de ligação (em kJ/mol)

23 Os comprimentos de ligações covalentes

24 Formas das moléculas O modelo VSEPR: Valence Shell Electron Pair Repulsion Model (Modelo da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência)

25 O modelo VSEPR Linear (2 EPs) (3 EPs) (4 EPs) (5 EPs) 6 EPs

26 O carbono As formas alotrópicas do carbono diamante grafite C 60 fullerenos

27 ligações carbono-carbono Configuração de valência hibridização C estado fundamental C* configuração excitada sp 3 (2 ligações possíveis) (4 ligações, 1 mais forte) (4 ligações equivalentes) Modelo VSEPR: 4 orbitais forma tetraédrica ligações, ligações simples CH 4

28 Hibridização ligações simples Ligações duplas C-H H 2 CO

29 As ligações aromáticas ligações simples e duplas alternadas Todas as ligações são equivalentes

30 As ligações triplas

31 Resumo da hibridização

32 A Ligação Covalente região com densidade eletrônica maior entre os núcleos HH 1 2 atração entre os átomos repulsão entre os átomos Interferência positiva Interferência negativa região com densidade eletrônica diminuída entre os núcleos

33 A molécula mais simples: H 2 Superposição positiva Interferência construtiva Superposição negativa Interferência destrutiva H um par de elétrons ligantes HH Um électron só (não-emparelhado) A representação de Lewis orbital molecular ligante orbital molecular anti-ligante * : simetria cilíndrica em torno do eixo internuclear

34 As funções de onda das moléculas: os orbitais moleculares Pode-se aproximar os orbitais moleculares por uma combinação linear dos orbitais atômicos (MO-LCAO). nível de energia molecular Soluções da equação de Schrödinger para a molécula: função de onda molecular

35 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) Orbitais híbridos Orbital não-ligante N H H H

36 Orbitais moleculares da H 2 O

37 Orbitais moleculares W 2 Cl 4 (NHEt) 2 (PMe 3 ) 2 ligação de 2 orbitais atômicos d xz ligação de 2 orbitais atômicos d z 2

38 A representação das estruturas moleculares

39 A ligação metálica: Todos os átomos compartilham os elétrons EN A e EN B baixos, EN AB ~ 0 (entre metal e metal) Sólidos metálicos gálio ouro sódio objetos de magnésio

40 A ligação metálica cátions com os elétrons de valência quase livres estruturas compactas; fcc, hcp

41 Condutividade Supercondutividade do YBa 2 Cu 3 O 7

42 As Ligas (latão) (solda) (aço inox)


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