QUÍMICA GERAL LIGA ÇÕES QUÍMICAS COVALENTES Prof. Sérgio Pezzin

1. QUÍMICA GERALLIGAÇÕES QUÍMICASCOVALENTESProf. Sérgio Pezzin

2. A Ligação Covalente: dois elétrons são compartilhados Compostos covalentes líquido H2O sólido diamante (C) gás Cl2

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 circunstânciasforma-se uma LIGAÇÃO COVALENTE, que resulta do compartilhamento de um par de elétrons entre os átomos.

4. A Ligação Covalente s s Orbitais atômicos p p Orbitais moleculares

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

6. Notação: estruturas de Lewis l NH3 NH4+

7. Como escrever as estruturas de Lewis • 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: NO3- • número de elétrons: 5+3x6+1=24 • número de pares: 24/2 = 12

8. Como escrever as estruturas de Lewis • 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. • Arranje os outros átomos em torno do átomo central. Ligue o átomocentral com os átomos ao redor por pares eletrônicos. • O O O O • N N • O O

9. Como escrever as estruturas de Lewis • Complete os octetos dos átomos com os pares eletrônicos, se possível. • Se não puder completar os octetos, forme ligações múltiplas com o átomo central. • 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). o N o o - o 7) Verifique se o número de pares está correto ! N o o

10. Qual é a carga de um átomo em uma molécula? Para definir uma carga QI 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? Limite apolar: os elétrons da ligação são divididos igualmente entre os 2 átomos que constituem a ligação carga formal Qform= V – (L+ 1/2P) Limite iônico: os elétrons ligantes são inteiramente atribuídos ao elemento com maior eletronegatividade: Número de oxidação Qox= V-L-P (para o elemento com maior EN) QOx=V-L(para os outros) 2 casos extremos L: número de pares livres P: número de pares compartilhados 0 0 0 +4 -2 -2

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 • Das estruturas de Lewis possíveis escolha aquelas com as cargas formais mais baixas. -1 -1 0 -1 o o o o 0 +2 -1 +1 N N N N o o o o o o o -1 -1 o 0 0 0 0 0 -1 Carga total Q = Sqi Q = -1 Q = -1 Q = -1 Q = -1 estrutura com as cargas formais mais baixas IQI = SIqiI 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. -1 -1 o o 0 0 N N o o o o 0 0 0 0 Estruturas de ressonância -1 o o 0 N N o o o o 0 0 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 C6H6 estruturas de ressonância do benzeno estrutura de Kekulé

14. Exceções à regra do octeto Participação de orbital p ou d : (compostos com mais que 8 elétrons de valência) Outros exemplos: SF6, ICl2-, PO43-, I3-

15. Os radicais Radicais: moléculas com um ou mais elétrons não-emparelhados O2 biradical 2s 2s 1s 1s

16. Ligações covalentes de coordenação - Exemplo: o boro I F I I F I I F I I F I Base de Lewis: Fornece um par livre Interação com outros átomos 4 orbitais híbridos do tipo sp3 → trivalente (pode formar 3 ligações covalentes) → monovalente (pode formar uma ligação covalente) H I N - H H BF3 Ácido de Lewis: aceita um par eletrônico (contém orbitais p ou d !) BF4- Complexos ácido-base de Lewis

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 DEN = 0 ligação apolar DEN = 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 (3 EPs) Linear (2 EPs) (4 EPs) (5 EPs) 6 EPs

26. O carbono As formas alotrópicas do carbono grafite fullerenos diamante C60

27. ligações carbono-carbono Configuração de valência hibridização C estado fundamental C* configuração excitada sp3 (2 ligações possíveis) (4 ligações, 1 mais forte) (4 ligações equivalentes) Modelo VSEPR: 4 orbitais  forma tetraédrica CH4 ligações s, ligações simples

28. Hibridização ligações simples C-H Ligações duplas H2CO

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 Interferência positiva Interferência negativa 1 2 H H região com densidade eletrônica maior entre os núcleos região com densidade eletrônica diminuída entre os núcleos → atração entre os átomos → repulsão entre os átomos

33. H H A molécula mais simples: H2 orbital molecular anti-ligante s* A representação de Lewis um par de elétrons ligantes Superposição negativa Interferência destrutiva Um électron só (não-emparelhado) Superposição positiva Interferência construtiva H• •H s: simetria cilíndrica em torno do eixo internuclear orbital molecular ligante s

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

35. N H H H Orbitais moleculares Orbital não-ligante ligação  (mudança de sinal com a rotação, os átomos se aproximam lateralmente) ligação  (simétrica em torno do eixo internuclear, recobrimento de orbitais co-lineares) Orbitais híbridos

36. Orbitais moleculares da H2O

37. Orbitais moleculares W2Cl4(NHEt)2(PMe3)2 ligação  de 2 orbitais atômicos dxz ligação s de 2 orbitais atômicos dz2

38. A representação das estruturas moleculares

39. A ligação metálica: Todos os átomos compartilham os elétrons ENA e ENB baixos, DENAB~ 0 (entre metal e metal) Sólidos metálicos sódio ouro gálio objetos de magnésio

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

41. Condutividade Supercondutividade do YBa2Cu3O7

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