9.1 Ligação covalente. 9.1 Ligação covalente Os átomos raramente existem isolados na Natureza. Os átomos estabelecem entre si diferentes tipos de ligações,

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2 9.1 Ligação covalente

3 Os átomos raramente existem isolados na Natureza.
Os átomos estabelecem entre si diferentes tipos de ligações, resultando em diferentes tipos de substâncias.

4 Considera o exemplo de dois átomos de hidrogénio (H),
que se aproximam, dando origem à molécula de hidrogénio (H2): H Átomo de hidrogénio e respetiva nuvem eletrónica. Quando os dois átomos estão afastados um do outro, apresentam nuvens eletrónicas independentes.

5 Considera o exemplo de dois átomos de hidrogénio (H),
que se aproximam, dando origem à molécula de hidrogénio (H2): H H (entre núcleo e eletrão do átomo vizinho) Forças atrativas (entre núcleo e eletrão do átomo vizinho) Forças atrativas Quando os átomos se aproximam e interagem entre si, começam a surgir forças de dois tipos: atrativas (entre cargas opostas) ⟶ entre núcleo e eletrão do átomo vizinho;

6 Considera o exemplo de dois átomos de hidrogénio (H),
que se aproximam, dando origem à molécula de hidrogénio (H2): H H Forças repulsivas (entre os eletrões) Forças repulsivas (entre ambos os núcleos) Quando os átomos se aproximam e interagem entre si, começam a surgir forças de dois tipos: atrativas (entre cargas opostas) ⟶ entre núcleo e eletrão do átomo vizinho; repulsivas (entre cargas iguais) ⟶ entre os eletrões; ⟶ entre os dois núcleos atómicos;

7 Considera o exemplo de dois átomos de hidrogénio (H),
que se aproximam, dando origem à molécula de hidrogénio (H2): H H Distância internuclear de equilíbrio (os átomos encontram-se ligados) Quando ocorre um equilíbrio entre as forças repulsivas e atrativas, os átomos estabelecem ligação. Cada átomo partilha o eletrão de valência e, assim, cada núcleo atrai dois eletrões. A partilha de eletrões diminui a energia e estabiliza o sistema — forma-se uma ligação covalente.

8 No gráfico seguinte encontra-se representada a energia
do sistema em função da distância entre os átomos: À medida que os dois átomos se aproximam, a energia potencial do sistema diminui. A aproximação leva os eletrões a sentir a atração do núcleo do átomo vizinho. Há predominância das forças atrativas. 2H Quando os átomos estão muito afastados, não há qualquer interação entre eles. A energia potencial aumenta e o sistema deixa de ser estável. A energia potencial do sistema é mínima (–436 kJ mol–1) para uma distância de pm — comprimento de ligação. H2 Há predominância das forças repulsivas. A estabilidade do sistema é máxima. Há uma ligação covalente que une os átomos. Há um equilíbrio entre as forças atrativas e as forças repulsivas.

9 Numa ligação covalente, os átomos envolvidos
partilham eletrões para se tornarem mais estáveis. Dois átomos partilham eletrões, originando uma molécula. Um conjunto de átomos partilha eletrões entre si, originando uma rede de átomos. A ligação entre os átomos só ocorre se a molécula formada for mais estável do que os átomos separados. Consoante o número de pares de eletrões partilhados, a ligação pode ser: covalente simples (partilha de 1 par de eletrões); covalente dupla (partilha de 2 pares de eletrões); covalente tripla (partilha de 3 pares de eletrões). Quanto maior é o número de pares de eletrões partilhados, maior é a força de ligação entre os átomos e menor é o comprimento de ligação.

10 Notação de Lewis

11 Em 1916, Gilbert Lewis propôs uma notação para
simplificar a representação de átomos e moléculas. Gilbert Lewis ( ) Físico e químico americano conhecido pelo seu contributo para o estudo da ligação química.

12 Na notação de Lewis, os átomos são representados da seguinte forma:
Elemento Número de eletrões de valência Notação de Lewis 1H 1 eletrão de valência H 7N 5 eletrões de valência N 10Ne 8 eletrões de valência Ne 12Mg 2 eletrões de valência Mg Esta notação consiste em escrever o símbolo químico dos elementos e colocar à sua volta tantos pontos ou cruzes quantos os eletrões de valência existentes.

13 No caso das moléculas, os eletrões partilhados são colocados
entre os símbolos químicos dos átomos que estabelecem a partilha. Verifica-se que muitos dos átomos têm tendência para formar ligações de modo a ficarem rodeados por oito eletrões de valência. Regra do octeto Os átomos têm tendência para formar ligações de modo a ficarem rodeados por oito eletrões de valência. São exceções a esta regra, por exemplo, os átomos de hidrogénio (H) e boro (B).

14 A ligação covalente entre os átomos de hidrogénio pode ser representada em notação de Lewis da seguinte forma: H x Ligação covalente Molécula de H2 em notação de Lewis. Representam-se os dois átomos de hidrogénio (H) da molécula, utilizando-se o respetivo símbolo químico. Representam-se por pontos ( ) ou cruzes ( x ) os eletrões de valência de cada átomo em torno do respetivo núcleo. Unem-se os eletrões por um traço, que indica que os átomos estão agora ligados por ligação covalente, formando uma molécula de hidrogénio (H2).

15 F É possível representar outras moléculas diatómicas
em notação de Lewis, como a molécula de flúor (F2): F x x Ligação covalente Representam-se por pontos ( • ) ou cruzes ( x ) os eletrões de valência de cada átomo em torno do respetivo núcleo. 9F – 2:7 Molécula de F2 em notação de Lewis Representam-se os dois átomos de flúor (F) da molécula, utilizando-se o respetivo símbolo químico. Cada átomo de flúor deve partilhar um eletrão para ficar com o último nível de energia totalmente preenchido (com 8 eletrões), de acordo com a regra do octeto. Unem-se os pares de eletrões que não participam na ligação.

16 F É possível representar outras moléculas diatómicas
em notação de Lewis, como a molécula de flúor (F2): F Ligação covalente 9F – 2:7 simples Molécula de F2 em notação de Lewis Cada átomo de flúor fica com 8 eletrões de valência, dos quais 2 são partilhados com o átomo vizinho. Como os dois átomos apenas partilham um par de eletrões, diz-se que a ligação é covalente simples.

17 O Considera agora o caso da molécula de oxigénio (O2): x x 8O – 2:6
O átomo de oxigénio só tem 6 eletrões de valência, necessitando de 8 para permanecer estável. Ligação covalente dupla Molécula de O2 em notação de Lewis Cada átomo de oxigénio partilha 2 eletrões com o átomo vizinho. Estabelece-se uma ligação covalente dupla e cada átomo de oxigénio fica com 8 eletrões de valência, dos quais 4 são partilhados com o átomo vizinho.

18 N No caso da molécula de nitrogénio (N2): x x 8N – 2:5
O átomo de nitrogénio só tem 5 eletrões de valência, necessitando de 8 para permanecer estável. Ligação covalente tripla Molécula de N2 em notação de Lewis Cada átomo de nitrogénio partilha 3 eletrões com o átomo vizinho. Estabelece-se uma ligação covalente tripla e cada átomo de oxigénio fica com 8 eletrões de valência, dos quais 6 são partilhados com o átomo vizinho.

19 A notação de Lewis é também útil para prever a formação de ligações
em moléculas poliatómicas, como a molécula de água (H2O): H O x 1H – 1 Cada átomo de hidrogénio tem 1 eletrão de valência, necessitando de 2 para preencher o último nível de energia. 8O – 2:6 O átomo de oxigénio só tem 6 eletrões de valência, necessitando de 8 para permanecer estável.

20 A notação de Lewis é também útil para prever a formação de ligações
em moléculas poliatómicas, como a molécula de água (H2O): O x 1H – 1 Ligação covalente simples x H H 8O – 2:6 Cada átomo de hidrogénio partilha 1 eletrão, enquanto o átomo de oxigénio necessita de partilhar 2 eletrões. O átomo de oxigénio estabelece uma ligação covalente simples com cada átomo de hidrogénio.

21 No caso da molécula de amoníaco (NH3):
x 1H – 1 Cada átomo de hidrogénio tem 1 eletrão de valência, necessitando de para preencher o último nível de energia. 7N – 2:5 O átomo de nitrogénio só tem 5 eletrões de valência, necessitando de 8 para permanecer estável.

22 No caso da molécula de amoníaco (NH3):
x x Ligação covalente simples 1H – 1 7N – 2:5 H H H Cada átomo de hidrogénio partilha 1 eletrão, enquanto o átomo de nitrogénio necessita de partilhar 3 eletrões. O átomo de nitrogénio estabelece uma ligação covalente simples com cada átomo de hidrogénio.

23 No caso da molécula de dióxido de carbono (CO2):
Cada átomo de carbono tem 4 eletrões de valência, podendo estabelecer 4 ligações. 8O – 2:6 Cada átomo de oxigénio tem 6 eletrões de valência, podendo estabelecer 2 ligações.

24 No caso da molécula de dióxido de carbono (CO2):
Ligação covalente dupla 8O – 2:6 O átomo de carbono, como pode efetuar 4 ligações, é o átomo central, ligando-se aos dois átomos de oxigénio. O átomo de carbono estabelece ligações covalentes duplas com os átomos de oxigénio.

25 No caso da molécula de metano (CH4):
x 1H – 1 Cada átomo de carbono tem 4 eletrões de valência, podendo estabelecer 4 ligações. 6C – 2:4 Cada átomo de hidrogénio tem 1 eletrão de valência, podendo estabelecer 1 ligação.

26 No caso da molécula de metano (CH4):
x Ligação covalente simples C 1H – 1 6C – 2:4 H H O átomo de carbono, como pode efetuar 4 ligações, é o átomo central, ligando-se a quatro átomos de hidrogénio. O átomo de carbono estabelece ligações covalentes simples com os átomos de hidrogénio.

27 A ligação covalente é a ligação que envolve a partilha dos
eletrões por parte dos átomos. Consoante o número de eletrões partilhados entre dois átomos, a ligação covalente pode ser simples, dupla ou tripla. A notação de Lewis é útil para prever a formação de ligações covalentes em moléculas diatómicas e poliatómicas.