LIGAÇÃO COVALENTE: PRINCÍPIOS/ESTRUTURAS DE LEWIS

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LIGAÇÃO QUÍMICA

Principais Tipos de Ligação Química

Iônica Covalente Metálica

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Gilbert N. Lewis

LIGAÇÃO COVALENTE:

Compartilhamento de elétrons entre dois átomos

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ESTRUTURAS DE LEWIS

Representação dos elétrons de valência por pontos

Cloro (Z= 17):

Cl: 1s22s22p63s23p5

Cl

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REPRESENTAÇÃO PARA ÍONS

Cl- ⇒⇒⇒⇒ Cl + 1 elétron:

Cl: 1s22s22p63s23p6 Cl-

Na (Z= 11)

Na: 1s22s22p63s1

Na+: 1s22s22p63s0

Na

Na+

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REGRA DO OCTETO

Átomos perdem, ganham ou compartilham elétrons de

forma que tenham oito elétrons em sua camada de valência.

Configuração eletrônica de gás nobre:

Ne: 1s22s22p6

Ar: 1s22s22p63s23p6

Válido especialmente para: C, N, O, halogênios, metais alcalinos/alcalino terrosos.

Existem muitas exceções!!!!!!!!!!!QFL-4010 Prof. Gianluca C. Azzellini

Regra do Octeto e Representações Moleculares

Exemplos: H2, HF, F2, NH3, O2, N2

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REGRAS PARA A ELABORAÇÃO DE ESTRUTURAS DE LEWIS

Kotz: Capítulo. 9; Brown : Capítulo 8

1. Átomo Central:- Geralmente o átomo de menor afinidade eletrônica.

- Frequentemente temos como átomo central C, N, P, S.

- Halogênios são normalmente átomos terminais, porém nos oxiácidossão os átomos centrais, pex: HClO4.

- Hidrogênio é sempre átomo terminal.

Exemplo:

CH2O, átomo central C

CH2O: formaldeído

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2. Determinação do Número Total de Elétrons de Valência:

- Exemplo CH2O:

C: 1s22s22p2 = 4 elétrons

H: 1s1 = 2x1= 2 elétrons

O: 1s22s22p4= 6 elétrons

Total: 12 elétrons (6 pares de elétrons)

- Ânions: adiciona-se ao número total de elétrons obtidos pela configuração eletrônica a carga formal do ânion.

- Cátions: subtrai-se do número total de elétrons obtidos pela configuração eletrônica a carga formal do cátion.

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3. Formação de Ligações Simples:

- Unir o átomo central aos periféricos.

- Para cada ligação simples é utilizado um par de elétrons.

Exemplo CH2O:

C

H

H

O

Três ligações simples ⇒⇒⇒⇒ 3 pares de elétrons.

6-3= 3 pares de elétrons remanescentes

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4. Distribuição dos pares de elétrons remanescentes:

- Os pares de elétrons remanescentes são distribuídos nos átomos periféricos (exceto H) de tal forma que o número total seja de oito elétrons (4 pares totais)

Exemplo: CH2O três pares remanescentes

C

H

H

O

PARES ISOLADOS DE ELÉTRONS (Lone Pairs)

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5. Completar o Octeto do Átomo Central:- Caso o átomo central não tiver completado o octeto, mover os pares de elétrons isolados para formar ligações duplas/triplas.

Exemplo: CH2O

Carbono apresenta apenas três pares de elétrons. O quarto par éfornecido pelo oxigênio.

C

H

H

OC

H

H

O C

H

H

O

A B CQFL-4010 Prof. Gianluca C. Azzellini

Exemplos:

� NH3

� OCl-

� NO2+

� C2H2

� ClO4-

�HNO3

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Exceções à Regra do Octeto

A) Substâncias com número ímpar de elétrons:

Ex: NO

N O..

...

..N O..

. ..

..

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Meio Ambiente SMOG FOTOQUÍMICO

NO2 + hνννν NO + O

(Etapa Fotoquímica)

2 NO + O2 NO2 (Reação com o ar)

O2 + N2 2 NO (Motores à Combustão)

O2 + O O3

(Formação de Ozônio)

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Exceções à Regra do Octeto

B) Compostos com átomos contendo menos que oito elétrons:

B FF

FBF3

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C) Compostos com átomos contendo mais que oito elétrons (camada de valência expandida) (geralmente para os elementos do 3º período ou períodos superiores):

P

F

F

F

F

F

F

-

PF6-

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C) Compostos com átomos contendo mais que oito elétrons (pares de elétrons livres, PEL) (alguns inter-halogênios) :

Ex: [ClF4]-

C) Compostos com átomos contendo mais que oito elétrons (PEL) (compostos de alguns gases nobres) :

Ex: XeF4

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ESTRUTURAS DE LEWIS E RESSONÂNCIA

Ozônio:

O O O

O OOO O O

O O O

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O O

O O132 pm

121 pm

127 pm

O OO Obs: A estrutura do O3 não élinear como aqui representada. Fig. apenas p/ ilustrar tamanho

das ligações.

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Ex: HNO3 / CO32-

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CARGA FORMAL DOS ÁTOMOS NAS MOLÉCULAS

Definição:

A carga de um átomo em uma molécula ou íon

calculada assumindo um igual compartilhamento

dos elétrons de ligação.

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CARGA FORMAL DOS ÁTOMOS NAS MOLÉCULAS

CF= Carga Formal

EV= Número de elétrons de valência

EPI= Número total de elétrons contidos nos pares isolados

EPL= Número total de elétrons contidos nos pares de ligação

CF= EV – [EPI + ½(EPL)]

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CARGAS FORMAIS E ATRIBUIÇÃO DA ESTRUTURA DE LEWIS CORRETA

Regras de Pauling:Regras de Pauling:Regras de Pauling:Regras de Pauling:� Em uma estrutura de Lewis a soma das cargas formais deve Em uma estrutura de Lewis a soma das cargas formais deve Em uma estrutura de Lewis a soma das cargas formais deve Em uma estrutura de Lewis a soma das cargas formais deve ser igual a zero para uma molser igual a zero para uma molser igual a zero para uma molser igual a zero para uma moléééécula neutra e igual a carga de um cula neutra e igual a carga de um cula neutra e igual a carga de um cula neutra e igual a carga de um ííííon.on.on.on.� As cargas formais em uma estrutura devem ser as menores As cargas formais em uma estrutura devem ser as menores As cargas formais em uma estrutura devem ser as menores As cargas formais em uma estrutura devem ser as menores posspossposspossííííveis.veis.veis.veis.� Em uma determinada estrutura de Lewis as cargas formais Em uma determinada estrutura de Lewis as cargas formais Em uma determinada estrutura de Lewis as cargas formais Em uma determinada estrutura de Lewis as cargas formais negativas estão localizadas preferencialmente nos negativas estão localizadas preferencialmente nos negativas estão localizadas preferencialmente nos negativas estão localizadas preferencialmente nos áááátomos mais tomos mais tomos mais tomos mais eletronegativos e as cargas formais positivas nos eletronegativos e as cargas formais positivas nos eletronegativos e as cargas formais positivas nos eletronegativos e as cargas formais positivas nos áááátomos menos tomos menos tomos menos tomos menos eletronegativos.eletronegativos.eletronegativos.eletronegativos.� Estruturas em que cargas formais de mesmo sinal aparecem Estruturas em que cargas formais de mesmo sinal aparecem Estruturas em que cargas formais de mesmo sinal aparecem Estruturas em que cargas formais de mesmo sinal aparecem em em em em áááátomos adjacentes são improvtomos adjacentes são improvtomos adjacentes são improvtomos adjacentes são improvááááveis.veis.veis.veis.�Ex: NOEx: NOEx: NOEx: NO2222

++++

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Exemplos:

�CO2

�OH-

�NO3-

�NH4+

�CO32-

Cargas Formais e Estruturas de Ressonância/Regras de Pauling

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Estruturas de Lewis

Geometria Molecular

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Teoria VSEPR (VESPER)

VSPER: Valence Shell Electron Pair Repulsion

RPEV: Repulsão dos Pares de Elétrons de Valência

• Geometria: Definida pela repulsão dos pares de elétrons.

• Moléculas assumem a geometria que minimiza as repulsões dos pares de

elétrons.

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Geometria de Grupo Eletrônica – Número Estérico

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Exemplos: BeF2/BF3/CF4

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Geometria de Grupo Eletrônica

X

Geometria Molecular

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= Par compartilhado (PL)

= Par isolado (PI)

Repulsão Crescente

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EOS

Átomo Central: A

Átomos Terminais: X

Pares Isolados: E

NOTAÇÃO VSEPR:

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Nº Estérico

Geometria Básica

(Geometria de Grupo Eletrônica)

0 par isolado

1 par isolado 2 pares isolados

3 pares isolados

2

linear

3

trigonal planar

angular

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Nº Estérico

Geometria Básica

(Geometria de Grupo

Eletrônica) 0 par isolado

1 par isolado 2 pares isolados

3 pares isolados

4

tetraédrico

pirâmide trigonal

angular

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Nº Estérico

Geometria Básica

(Geometria de Grupo

Eletrônica) 0 par isolado

1 par isolado 2 pares isolados

3 pares isolados

5

bipirâmide trigonal

gangorra

forma T

linear

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Nº Estérico

Geometria Básica

(Geometria de Grupo

Eletrônica) 0 par isolado

1 par isolado 2 pares isolados

3 pares isolados

6

octaédrico

pirâmide tetragonal

quadrado planar

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Nº Estérico

Geometria Básica

(Geometria de Grupo

Eletrônica) 0 par isolado

1 par isolado 2 pares isolados

3 pares isolados

7

bipirâmide pentagonal

pirâmide pentagonal

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Determinação da Geometria Correta em Sistemas com Pares Isolados

Os pares de elétrons isolados (PI) devem sempre ser colocados de forma seja gerada a menor repulsão (maior ângulo):

a) contar as repulsões resultantes à 90º dos PI

b) se ocorre um par de elétrons isolado a estrutura com menor interações à 90º PI – PL é a preferida.

c) se ocorrem dois ou mais pares isolados a estrutura com menor interações à 90º PI – PI e PI-PL é a preferida.

Exemplos: SF4 e ClF3

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:

:

:

= S

= F

= PI

A B

90º PI – PL (3) 90º PI – PL (2)

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:: :

: :

:

90º PI – PI (0)

90º PI – PL (6)

A B C

90º PI – PI (1)

90º PI – PL (3)

90º PI – PI (0)

90º PI – PL (4)

:

= Cl

= F

= PIQFL-4010 Prof. Gianluca C. Azzellini

Moléculas com duplas/triplas ligações:

Ligações Múltiplas entre dois átomos são considerados como apenas um grupo de elétrons.

Ex: CO2

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Eletronegatividade e Polaridade das Ligações

Eletronegatividade (χχχχ): medida da capacidade que um átomo tem de atrair para sí elétrons em uma ligação química.

Linus Pauling

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χχχχZ αααα EIZ – AEZ

EI= Energia de Ionização

AE= Afinidade Eletrônica

Escala de Pauling: 0,7 - 4,0

Cs=0,7

F= 4,0

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Polaridade da Ligação Química:

Para uma ligação X-Z:

∆χ= χ∆χ= χ∆χ= χ∆χ= χX - χχχχZ

H-Cl: ∆χ∆χ∆χ∆χ= 3,0 – 2,1= 0,9

Cl-Cl: ∆χ∆χ∆χ∆χ= 3,0 – 3,0= 0

χχχχH= 2,1 e χχχχCl= 3,0

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H-ClCl-Cl

H

Cl

Densidades Eletrônicas

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Momentos de Dipolo nas Ligações Químicas

δδδδ++++ δδδδ−−−−

H-Cl

δδδδ++++ δδδδ−−−−

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Momento de Dipolo (µµµµ):

µµµµ= δδδδ x d

δ= δ= δ= δ= fração de carga

d= comprimento de ligação

δδδδ

d

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Alinhamento de Moléculas Dipolares em um Campo Elétrico

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Polaridade nas Moléculas:

� Polaridade nas Ligações Químicas

� Geometria Molecular

Ex: CO2 e H2O

χχχχH= 2,1

χχχχC= 2,5

χχχχO= 3,5

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Linear

µµµµ= zero

Angular

µµµµ= 1,85 D

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Cargas Formais e Polaridade: BF3

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Ordem de Ligação

Ordem de Ligação (OL)= Número de pares de elétrons de ligação entre dois átomos uma molécula.

C

H

HH

H

OL=1

C OO

OL=2

N N

OL=3

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C HH

OOL=2

OL=1

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O OO OO O

Ordem de Ligação em Moléculas com Estruturas de Ressonância

OL=2OL=1

OL= (OL=1) + (OL=2)/2 = 3/2

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C OO

O 2-OL=2

OL=1

OL= (OL1+ OL1 + OL2)/3 = 4/3

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Conseqüências da Ordem de Ligação

Comprimento de Ligação

Energias de Ligação

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