ligações covalentes

Ligações
Químicas
Profa. Ms. Loraine Cristina do Valle Jacobs
DAQBI
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http://paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs
LIGAÇÕES IÔNICAS
LIGAÇÕES IÔNICAS
IMPORTANTE : alguns metais, quando perdem
elétrons, originam cátions que não seguem a regra
do octeto. Isso ocorre com os metais de transição.
Um exemplo importante é o que ocorre com o ferro
(Fe), que na natureza é encontrado formando
compostos com carga 2+ e 3+.
LIGAÇÕES IÔNICAS
Recordando:
ligações
iônicas,
as
forças
eletrostáticas atraem as partículas com cargas
elétricas opostas. Ocorrem para que os átomos
encontrem maior estabilidade respeitando a regra
do octeto.
Formação do Cátion: Ocorre quando um átomo perde elétron.
Na+(g) + 1e-
Na (g)
Formação do Ânion: Ocorre quando um átomo recebe elétron.
Cl (g) + 1e-
Cl-(g)
Formação de um sólido a partir de seus íons.
Na + (g) +
Cl - (g)
NaCl(s)
2. Ligações Covalentes
LIGAÇÕES COVALENTES
No caso das moléculas diatômicas como O2, N2,
F2 e H2 não ocorre doação ou recepção de
elétrons. Neste caso, os dois átomos competem
igualmente pelos elétrons.
A química quântica mostra que a distribuição da
função de onda destes elétrons implica na
probabilidade igual de se encontrar o elétron
tanto em um átomo quanto no outro.
Deste modo, os elétrons
são compartilhados pelos dois átomos
LIGAÇÕES COVALENTES
Neste modelo de ligação química dois átomos têm
a mesma tendência de ganhar ou perder elétrons.
Os elétrons ficam compartilhados entre os dois
átomos.
O compartilhamento dos elétrons ocorre principalmente
entre não metais, ou entre um não metal e um semimetal, ou seja átomos que necessitam receber elétrons.
H H
LIGAÇÕES COVALENTES
LIGAÇÕES COVALENTES
Dois átomos iguais se unem para compartilhar
seus elétrons de valência porque a matéria
formada apresenta, geralmente, maior potencial de
ionização e menor afinidade eletrônica, ou seja,
torna-se mais estável em relação a tendência dos
elétrons de escaparem do sistema.
Em termos da termodinâmica, o potencial de
ionização e a afinidade eletrônica estão
relacionados ao potencial químico e à dureza do
sistema.
LIGAÇÕES COVALENTES
A chamada REGRA DO OCTETO surge do fato
de que quando os átomos doam, recebem ou
compartilham elétrons estes passam a apresentar
configuração eletrônica semelhante a dos gases
nobres
Eles tornam-se mais estáveis em relação a
tendência dos elétrons de escaparem do sistema,
ou seja, o sistema como um todo torna-se mais
estável
LIGAÇÕES COVALENTES
Fórmulas Químicas
Molecular: Indica quantidade de elementos que
formam a molécula.
Eletrônica (Estrutura de Lewis): Além da
quantidade de elementos, indica os elétrons da
camada de valência e a formação dos pares
eletrônicos.
Estrutural plana(Estrutura de Couper): Mostra a
ligação entre os elementos, sendo cada par de
elétrons entre dois átomos representado por um
traço.
LIGAÇÕES COVALENTES
LIGAÇÕES COVALENTES
Estrutura de Lewis e de Couper para moléculas
diatômicas:
Molécula de Hidrogênio H2
H (Z = 1) – 1s1
H (Z = 1) – 1s1
Molécula de H2
LIGAÇÕES COVALENTES
Molécula de N2
Molécula de HF
Molécula de HCl
LIGAÇÕES COVALENTES
Estrutura de Lewis para íons e moléculas poliatômicas:
Estrutura de Lewis para moléculas de Metano CH4
- O átomo unitário é o átomo central, geralmente é o elemento
com a mais baixa energia de ionização.
H (Z = 1) – 1s1 1 elétron de valência
H
+
_
4 elétron de valência
_ * _+
+
H * C* H
*
_
C (Z = 6) – 1s2 2s2, 2p2
+
H
LIGAÇÕES COVALENTES
Estrutura de Lewis para moléculas de Amônia NH3
-O
átomo de N é o átomo central.
H (Z = 1) – 1s1 1 elétron de valência
5 elétron de valência
H + _ **N** _ +H
*
_
N (Z = 7) – 1s2 2s2, 2p3
+
H
LIGAÇÕES COVALENTES
IMPORTANTE : assim como nas ligações iônicas
alguns compostos não apresentam oito elétrons
em torno de um átomo da molécula. Exemplos:
LIGAÇÕES COVALENTES
Ligação Covalente Coordenada ou Dativa: Este tipo de
ligação ocorre quando um par de elétrons não ligante é doado
por um átomo, formando uma ligação covalente dativa.
H
+
_
H + _ **N** _ +H
*
+
H
Todas as ligações N – H do íon amônio são idênticas em
todas as suas propriedades mensuráveis.
LIGAÇÕES COVALENTES
Estrutura de Lewis para moléculas de Íon Amônio NH4+
átomo de N é o átomo central.
H (Z = 1) – 1s1 1 elétron de valência
H + _ **N** _ +H
*
_
-O
+
5 elétron de valência
H
H
+
H + _ **N** _ +H
*
_
N (Z = 7) – 1s2 2s2, 2p3
+
H
LIGAÇÕES COVALENTES
Estrutura de Lewis para moléculas de Etano C2H6
C (Z = 6) – 1s2 2s2, 2p2
4 elétron de valência
_ * _
+
H * C*
*
_
H (Z = 1) – 1s1 1 elétron de valência
+
H
H
+
_
H
+
* _+
C
* * H
*
_
átomo de C é o átomo central.
_
-O
+
H
Propriedades dos
Compostos
Covalentes
LIGAÇÕES COVALENTES
Diferente dos compostos iônicos, podem ser
encontrados nos 3 estados físicos em condições
ambiente (25oC; 1atm);
Temperatura de fusão e ebulição inferiores aos
compostos iônicos.
Quando puras não conduzem corrente elétrica.
Podem formar macromoléculas quando possuem
grande número de átomos ligados. Estas
macromoléculas apresentam alto ponto de fusão
e ebulição.
LIGAÇÕES COVALENTES
ALOTROPIA: o mesmo elemento químico pode
formar duas ou mais substâncias simples
diferentes Variedades Alotrópicas.
Podem variar quanto à quantidade de átomos ou
quanto à estrutura cristalina.
LIGAÇÕES COVALENTES
ALOTROPIA
Exemplos: Oxigênio (O2 – Oxigênio Gasoso) e
(O3 - Ozônio)
No oxigênio comum (O2), os átomos unem-se
dois a dois, formando moléculas biatômicas.
À Temperatura Ambiente encontra-se no estado
gasoso;
Alimenta todas as reações de combustão
e, por isso, é denominado comburente: sem
oxigênio não ocorre nenhuma combustão
LIGAÇÕES COVALENTES
ALOTROPIA
Exemplos: Oxigênio (O2 – Oxigênio Gasoso) e
(O3 - Ozônio)
Átomos unem-se três a três, formando moléculas
triatômicas.
À temperatura ambiente, o O3 é um gás azulclaro e apresenta odor intenso e característico,
que pode ser sentido após tempestades com
descargas elétricas e, também, perto de
equipamentos de alta voltagem.
LIGAÇÕES COVALENTES
ALOTROPIA
Exemplos: Carbono (C) – Apenas a alteração
estrutural dá origem às estrutras de diamante,
grafite e fulereno.