Polaridade das Ligações Covalentes

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Polaridade das Ligações Covalentes
Até o momento, a ligação covalente foi definida como sendo o compartilhamento de
elétrons entre dois núcleos, sem levar-se em conta a natureza deles. Existe, no entanto,
diferenças marcantes neste compartilhamento.
Se for considerada a molécula do hidrogênio, onde dois átomos de hidrogênio
compartilham um par de elétrons, tem-se este par sendo atraído com a mesma intensidade
pelos dois núcleos. O mesmo acontece no caso da molécula de cloro.
Por outro lado, quando átomos diferentes estão ligados, nem sempre este
compartilhamento será feito de forma simétrica. Por exemplo, considere-se a molécula do
ácido clorídrico. Nesta molécula tem-se um átomo de hidrogênio ligado a um átomo de cloro,
sendo o par de elétrons atraído por ambos os núcleos. A grande diferença na
eletronegatividade destes átomos resulta numa maior força de atração do par de elétrons pelo
núcleo de cloro. Desta maneira, a nuvem eletrônica que forma a ligação estará distorcida,
gerando uma falta de elétrons (ou carga parcial positiva) em torno ao hidrogênio e um excesso
deles (ou carga parcial negativa) em torno ao cloro.
Pode-se então classificar as ligações covalentes em dois tipos: aquelas onde a nuvem
eletrônica não está polarizada, formada com átomos com eletronegatividades semelhantes, e
aquelas onde ela encontra-se polarizada, no caso de núcleos com eletronegatividades
marcadamente diferentes. Estes dois tipos de ligação covalente são conhecidos como ligação
polar e apolar.
Ligação covalente apolar - Os átomos ligados têm igual eletronegatividade.
Ligação covalente polar - Os átomos ligados têm diferente eletronegatividade. A toda
ligação covalente polar está associado um vetor polarização, orientado da carga positiva para
a negativa.
Ligação covalente polar - Ligação intermediária entre a ligação covalente apolar e a
ligação iônica.
Como resultado da polarização de ligações covalentes, tem-se a formação de dipolos
elétricos. No caso do ácido clorídrico, pode-se representar a formação deste dipolo elétrico
conforme a figura abaixo.
A formação de dipolos elétricos em moléculas, como no caso do HCl, pode facilmente
ser verificado experimentalmente. Ao aplicar um campo elétrico, as moléculas irão girar de
forma a alinhar-se com este campo, conforme mostrado no esquema abaixo.
HCl
Considere-se, por exemplo, a molécula do CO2. Neste composto, o carbono apresenta
duas ligações com cada oxigênio, uma através de um orbital híbrido do tipo sp e a outra com
um orbital p puro. Desta maneira, a geometria da molécula é linear, com ângulo de 180 o entre
as duplas ligações. Dada a maior eletronegatividade do oxigênio em relação ao carbono, serão
formados nesta estrutura dois dipolos elétricos, conforme o esquema abaixo. Se os vetores que
representam estes dipolos forem somados, ver-se-á que a resultante é nula. Em outras
palavras, a molécula do CO2 , mesmo sendo formada por ligações polares, será apolar.
Na molécula da água, H2O, o átomo de oxigênio possui uma hibridização do tipo sp3,
onde dois orbitais híbridos estão com um par de elétrons e os outros dois formam ligações
com átomos de hidrogênio. A geometria da molécula é então triangular planar, com um
ângulo de 104,5o. Dois dipolos são então formados devido a grande diferença de
eletronegatividade entre estes dois átomos. O somatório destes dipolos não é nulo, o que
significa que a molécula da água apresenta uma polaridade resultante, conforme pode ser
visualizado no esquema abaixo.
O somatório dos momentos de dipolo são realizados utilizando vetores. Para tal, devese transpor todos os vetores que representam os dipolos elétricos existentes na molécula,
mantendo-se a inclinação original, de tal forma que o início de um coincida com o final do
outro. O vetor somatório, que representa a polarização resultante na molécula, é então obtido
unindo-se o início do primeiro vetor da soma com o final do último. Na figura abaixo, esta
operação é exemplificada para a molécula da água.
Forças de Interação Intermoleculares
A formação de dipolos elétricos em moléculas covalentes tem como conseqüência o
surgimento de forças eletrostáticas entre elas. Ou seja, os dipolos elétricos irão atrair-se
mutuamente, mantendo as moléculas unidas. Além deste tipo de interação, considerada fraca
quando comparada com a ligação covalente, existem muitas outras forças entre compostos
químicos, as quais são responsáveis pela existência dos estados condensados da matéria
(sólido e líquido). Entre as forças de interação intermolecular pode-se identificar dois tipos
básicos: as de Van der Walls e a ligação de hidrogênio.
Forças de Van der Walls
As forças de van der Walls atuam entre íons, moléculas e átomos, sendo os principais
tipos conhecidos como forças íon-dipolo, dipolo-dipolo, dipolo induzido e de London. É
extremamente complicado explicar matematicamente, via mecânica quântica, estas interações.
Porém, pode-se descrevê-las de forma qualitativa, considerando-as como forças de atração
eletrostáticas, como será feito a seguir.
a) Forças íon-dipolo: quando um dipolo elétrico, por exemplo a molécula da água, sofre
influência do campo elétrico gerado por um íon, por exemplo o cátion de sódio, ele irá
alinhar-se ao campo e manter-se unido a fonte geradora. Ou seja, neste caso, o
oxigênio da água, onde está localizada a carga parcial negativa, une-se ao cátion de
sódio e os hidrogênios afastam-se o máximo possível, conforme mostrado abaixo.
b) Forças dipolo-dipolo: quando duas moléculas polares, como o metanol e Clorofórmio,
se aproximam, surgem forças de atração eletrostática entre elas. É importante notar
que estas forças são direcionais, orientando os dipolos espacialmente, como mostrado
na figura abaixo.
c) Forças dipolares induzidas: quando uma molécula apolar se aproxima a outra polar,
ocorre uma distorção da sua nuvem eletrônica gerando um dipolo elétrido. Entre este
dipolo formado, conhecido como dipolo induzido, e o indutor, ocorre então o
surgimento de forças de atração semelhantes às verificadas entre moléculas polares.
Na figura abaixo, este processo de indução aparece esquematizado.
d) Forças de London: este tipo de interação surge entre moléculas apolares. Admite-se
que a interação originada pela aproximação destas espécies leva a formação de dipolos
induzidos, os quais irão se atrair mutuamente. Este tipo de força também é conhecida
como dispersão.
Ligação de Hidrogênio
As ligações de hidrogênio (ou Ponte de Hidrogênio) são difíceis de serem definidas, uma
vez que são bem mais fortes que as forças de van der Walls, porém mais fracas que uma
ligação de valência. Pode-se dizer que, quando ligado a um grupo fortemente eletronegativo
(A), como os átomos de flúor, oxigênio e nitrogênio, o hidrogênio pode apresentar uma
segunda ligação, mais fraca que a anterior, com um segundo átomo (B). Esta segunda ligação
é dita então ligação de hidrogênio, e é representada com um traço descontínuo, como
mostrado na figura abaixo.
A-H .......B
São conhecidas ligações de hidrogênio formadas com átomos pertencentes a outra
molécula, como as verificadas na água pura ou na solução de metanol em água, como
ilustrado abaixo.
Pontes de Hidrogênio entre as moléculas de água
Pontes de Hidrogênio entre moléculas de metanol e água
Geometria molecular
A geometria de uma molécula depende do número de átomos participantes e, quando
existe um átomo central, da quantidade de elétrons não envolvidos em ligações na última
camada deste (os elétrons exercem repulsão entre si). As ligações covalentes são formadas por
pares de elétrons. Ocorre então repulsão entre ligações , entre elétrons livres e entre ligações
e elétrons livres.
Moléculas com dois átomos iguais ou diferentes (diatômicas) - O2, HCl...
O=O
H - Cl
A molécula será invariavelmente linear. O ângulo entre as ligações será de 180º.
Exemplos:
1) Molécula de HBr
2) Molécula de HCl
Moléculas com três átomos (triatômicas)
a) Na ausência de elétrons não envolvidos em ligações na última camada do átomo central: a
molécula é invariavelmente linear. O ângulo entre as ligações será de 180º.
HCN, CO2...
H-CN
O=C=O
Exemplos:
1) Molécula de CS2
2) Molécula de CO2
b) Na presença de par ou pares de elétrons não envolvidos em ligações na última camada do
átomo central: os elétrons livres repelem os eixos das ligações e a molécula será angular. O
ângulo entre as ligações será tanto menor quanto maior for o número de elétrons não
envolvidos em ligações na última camada do átomo central. O ângulo para o H2O vale 105º.
Exemplos:
1) Molécula de H2O
2) Molécula de SF2
3) Molécula de OF2
Moléculas com quatro átomos
a) Na ausência de par de elétrons não envolvido em ligação na última camada do átomo
central: a molécula terá todos os átomos no mesmo plano de três lados (trigonal plana). Os
ângulos serão de 120º entre as ligações.
1) Molécula de BF3
2) Molécula de BI3
b) Na presença de par ou pares de elétrons não envolvidos em ligação na última camada do
átomo central: o par de elétrons exerce repulsão sobre os eixos de ligação e distorce a
estrutura trigonal plana para uma pirâmide de base piramidal ou pirâmide trigonal (03 lados).
Para o NH3, o ângulo vale 107º.
Exemplos:
1) Molécula de NF3
2) Molécula de PH3
3) Molécula de NH3
Moléculas com cinco átomos
As quatro ligações se distribuirão no espaço de maneira a diminuir ao máximo a
repulsão entre elas e a estrutura será um tetraedro com o átomo central ocupando o centro do
sólido geométrico.
Exemplos:
1) Molécula de CCl4
2) Molécula CI4
3) Molécula de SiBr4
4) Molécula de SiH4
Bibliografia
1.Universidade Federal de Mato Grosso do Sul -UFMS. Polaridade das Ligações Covalentes.
Disponível em http://www.dqi.ufms.br/~lp4/FIintermol.doc (acessado dia 18/09/2009).
1. Universidade Federal de Mato Grosso do Sul -UFMS.Geometria Molecular. Disponível em
http://www.dqi.ufms.br/~lp4/geo_molecular.doc (acessado dia 18/09/2009).
ESCOLA ESTADUAL SENADOR FILINTO MULLER
DICIPLINA: QUÍMICA
DOCENTE: PROFª CIRLENE NAMIR AMATE DA SILVA
Polaridade das Ligações Covalentes
Trabalho desenvolvido como parte
de avaliação da disciplina química.
Alunos: Carla Luiza, Welington
Nº 04, 19
Angélica/MS
2009
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