Ligação covalente

Esta ligação ocorre entre átomos não metálicos, isto é, en-tre átomos que desejam receber elétrons para completar 8 na última camada eletrônica. Ocorre, também, com os áto-mos de hidrogênio quando se ligam a átomos de ametais.

Neste caso cada átomo atrai um elétron do outro átomo e vice-versa. Temos então um par de elétrons "presos" entre dois átomos. Cada par eletrônico é considerado como per-tencente a ambos os átomos.

Neste caso não surgem íons, pois os átomos não perdem ou ganham elétrons, é só um “empréstimo”!

Na figura abaixo temos um exemplo com o gás oxigênio, cuja molécula tem dois átomos, ou O2. Observe que os áto-mos de oxigênio, por terem 6 elétrons, necessitam fazer dois pares de elétrons comuns para completarem os 8 elé-trons da última camada.

No caso do gás carbônico CO2 o carbono necessita 4 elé-trons e o oxigênio apenas 2. Serão necessários dois átomos de oxigênio para fazer as ligações do carbono, num total de quatro pares eletrônicos.

Simplificamos os pares eletrônicos por um "tracinho" ligando os símbolos.

O2 fica O=O

CO2 fica O=C=O

PF3 fica

P

FF F

Os elementos halogênios, como o flúor (F), fazem um par eletrônico.

Os elementos calcogênios, como o oxigênio (O), fazem dois pares eletrônicos.

Os elementos da família 5A, como o fósforo (P), fazem três pares eletrônicos.

O carbono faz quatro pares eletrônicos.

Exercícios

1) Represente a estrutura das ligações entre os átomos nas moléculas formadas por:

a) Enxofre e oxigêniob) Nitrogênio e cloroc) Carbono e enxofre

Ligação Dativa ou Coordenada

É o caso de ligação covalente que ocorre quando o par de elétrons compartilhado entre dois átomos provém apenas de um deles.

Para que o átomo possa fazer uma ligação coordenada ele tem que possuir pares de elétrons livres.

A ligação coordenada é indicada por uma seta do átomo que oferece o par de elétrons para o átomo que o aceita. O número máximo de ligações coordenadas que os não-me-tais podem oferecer é 3 (halogênios), 2 (calcogênios) ou 1 (N e P).

No caso do monóxido de carbono, temos um bom exemplo: o oxigênio faz uma ligação dativa com o carbono, isto é, compartilha coordenadamente com ele seus pares eletrôni-cos. Conforme podemos ver na figura abaixo:

No ensino médio, estudamos dois tipos de ligação dativa: com átomos de oxigênio e com íons H+.

a) O oxigênio é o segundo elemento mais eletronegativo que existe, perde apenas para o flúor. Assim, é co-mum átomos de oxigênio “pedirem emprestado” 2 elé-trons disponíveis de átomos de outros elementos me-nos eletronegativos como N, S, P, Cℓ, etc. Neste caso o oxigênio se estabiliza com esses dois elétrons e o áto-mo “doador” continua estável.

S OS O

O

S O

O

O

b) O íon H+ é um ácido forte e faz ligação dativa com elé-trons disponíveis nos átomos de N ou O.

NH

H

HNH

H

H

H+

OH H

OH

H

H+

EXERCÍCIO

1. Proponha uma fórmula estrutural para cada composto abaixo.

a) C2H4

b) H2S

c) SO3

d) H2SO4

e) H3PO4

f) HNO3

2. Escreva o que se pede, baseado na fórmula estrutural abaixo.

M

D

X A D

X

X

a) Identifique as famílias dos elementos A, X, D e M.

b) Explique se é possível o elemento A ser o alumínio.

3. Explique por que os elementos da família 6A precisam fazer 3 compartilhamentos em ligações covalentes.

Geometria molecular

A geometria de uma molécula depende do número de áto-mos participantes e, quando existe um átomo central, da quantidade de elétrons não envolvidos em ligações na últi-ma 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 (di-atômicas) - O2, HCℓ...

O = O H – Cℓ

A molécula será invariavelmente linear. O ângulo entre as li-gações será de 180º.

Exemplos:

1) Molécula de HBr 2) Molécula de HCℓ

H Br H Cl

Moléculas com três átomos (triatômicas)

a) Na ausência de elétrons não envolvidos em ligações na última camada do átomo central: a molécula é invaria-velmente linear. O ângulo entre as ligações será de 180º.

H - C ≡ N O = C = O

Exemplos:

1) Molécula de CS2 2) Molécula de CO2

C SS C OO

b) Na presença de par, ou pares, de elétrons não envolvi-dos 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 áto-mo central. O ângulo para o H2O vale 105º.

Exemplos:

1) Molécula de H2O 2) Molécula de OF2

O

H H

Moléculas com quatro átomos

a) Na ausência de par de elétrons não envolvido em liga-ção 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 li-gações.

1) Molécula de BF3 2) Molécula de BI3

b) Na presença de par, ou pares, de elétrons não envolvi-dos em ligação na última camada do átomo central: o par de elétrons exerce repulsão sobre os eixos de liga-ção e distorce a estrutura trigonal plana para uma pi-râmide de base piramidal ou pirâmide trigonal (03 la-dos). Para o NH3, o ângulo vale 107º.

Exemplos:

1) Molécula de NF3 2) Molécula de PH3

3) Molécula de NH3

N

H

H

H

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:

Molécula de CCℓ4 Molécula de SiH4

Ligação covalente e polaridade

Ligação covalente apolar

Os átomos ligados têm igual eletronegatividade.

H – H

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.

H Cl2,1 3,5

δ + δ −

Ligação intermediária entre a ligação covalente apolar e a li-gação iônica.

Polaridade das moléculas

Molécula apolar – A soma vetorial dos vetores polarização associados a todas as ligações covalentes polares da molé-cula é nula.

Molécula polar – A soma vetorial dos vetores polarização associados a todas as ligações covalentes polares na molé-cula é diferente de zero.

Polaridade e solubilidade: "O semelhante dissolve o se-melhante."

• Substância polar dissolve substância polar e não dis-solve ou dissolve pouca quantidade de substância apo-lar.

• Substância apolar dissolve substância apolar e não dis-solve ou dissolve pouca quantidade de substância po-lar.

Ligações intermoleculares ou ligações de van der Waals, ou forças de van der Waals:

• Íon - Dipolo permanente: Atração entre um íon e uma molécula polar (dipolo).

• Íon - Dipolo induzido: Atração entre um íon e uma mo-lécula apolar. O íon causa uma atração ou repulsão eletrônica com a nuvem eletrônica da molécula apolar, causando uma deformação da nuvem eletrônica na molécula apolar e provocando a formação de dipolos (induzidos).

• Dipolo permanente - Dipolo permanente: Atração entre moléculas polares. Os dipolos atraem-se pelos polos opostos (positivo-negativo).

• Dipolo permanente - Dipolo induzido: Atração entre uma molécula polar e uma molécula apolar. O dipolo causa repulsão eletrônica entre seu pólo positivo e a nuvem eletrônica da molécula apolar e uma repulsão entre esta nuvem e seu pólo negativo. Isso causa uma deformação da nuvem eletrônica na molécula apolar, provocando a formação de dipolos (induzidos).

• Dipolo induzido - Dipolo induzido: Também chamada Força de dispersão de London, é uma atração que ocorre entre moléculas apolares, que quando se apro-ximam umas das outras, causam uma repulsão entre suas nuvens eletrônicas, que então se deformam, in-duzindo a formação de dipolos. Essa força é mais fraca que a do tipo dipolo permanente - dipolo permanente. Logo, as substâncias que apresentam esse tipo de liga-ção apresentam menor ponto de fusão e ebulição. Quanto maior for o tamanho da molécula, mais facil-mente seus elétrons podem se deslocar pela estrutura. Maior é então, a facilidade de distorção das nuvens eletrônicas, e mais forte são as forças de dispersão de London. Isso faz com que a substância tenha maior ponto de ebulição.Veja abaixo a representação das principais forças de Van der Waals:

Ligações de Hidrogênio

Também conhecidas como pontes de hidrogênio, são um caso especial da atração entre dipolos permanentes. As liga-ções de hidrogênio são atrações intermoleculares anormal-mente intensas e ocorrem entre moléculas que apresentam ligações entre hidrogênio e átomos muito eletronegativos (F, O, N). Devido às pequenas dimensões de H, F, O e N e devido também à grande diferença de eletronegatividade, nas ligações destes elementos com o hidrogênio, ocorrem pólos intensos em volumes muito pequenos.

A ligação de hidrogênio é um enlace químico em que o áto-mo de hidrogênio é atraído simultaneamente por átomos muito eletronegativos, atuando como uma ponte entre eles. As ligações de hidrogênio podem existir no estado sólido e líquido e em soluções. É condição essencial para a existên-cia da ligação de hidrogênio a presença simultânea de um átomo de hidrogênio ácido e de um receptor básico. Hidro-gênio ácido é aquele ligado a um átomo mais eletronegativo do que ele, de maneira que o seu elétrons sofra um afasta-mento parcial. Receptor básico é uma espécie química que possua um átomo ou grupo de átomos com alta densidade eletrônica, sendo que o ideal é a presença de pelo menos um par de elétrons livres. As ligações de hidrogênio são atrações muito fortes e contri-buem de modo decisivo na ligação intermolecular total, o que explica os pontos de ebulição anormalmente altos de moléculas como H2O, NH3 e HF, em relação aos hidretos das respectivas famílias. As moléculas podem apresentar mais de um tipo de força intermolecular, que então se interagem para aumentar a coesão entre as moléculas. Nos álcoois, por exemplo, o metanol (H3C - OH) tem PE = 64,6º C e o etanol (H3C - CH2 - OH) tem PE = 78,4º C. A principal força intermolecular existente entre as moléculas dos álcoois é a ligação de hidrogênio, mas como a molécula de etanol é maior, as dispersões de London são mais intensas. Logo, da interação das duas forças, resulta um maior ponto de ebuli-ção, em relação ao metanol. Outra consideração importante é que, quanto maior o número de grupos OH ou NH, maior será a intensidade das ligações de hidrogênio e maior será o ponto de ebulição.

No estado gasoso as moléculas se encontram bem afasta-das, com grande grau de desordem.

No estado líquido as moléculas se encontram um pouco mais organizadas, com um grau de liberdade de movimen-tação um pouco menor. Já no estado sólido as moléculas se encontram bem mais organizadas, com grau de movimenta-ção ainda mais reduzido.

Gasoso Líquido Sólido

O que faz as moléculas ficarem mais unidas no estado sóli-do do que no estado líquido ou gasoso?

Isso é responsabilidade das forças intermoleculares (ou in-terações intermoleculares ou ligações intermoleculares) como, por exemplo: ligação de Van der Waals, ligação dipo-lo induzido; ligação diplo-dipolo e ligação de hidrogênio.

RESUMO

I - atração dipolo induzido: dipolo induzido ou forças de dispersão de London;

II - atração dipolo permanente: dipolo permanente;

III - ponte de hidrogênio ou ligação de hidrogênio

Substâncias apolares estabelecem somente ligações inter-moleculares I.

Substâncias polares sem ligações H–F, O–H e N–H esta-belecem ligações intermoleculares I e II.

Substâncias polares com ligações H–F, O–H e N–H esta-belecem ligações intermoleculares I e III.

Quanto maior for o tamanho da molécula, mais fortes se-rão as forças de dispersão de London.

Quanto mais fortes forem as ligações intermoleculares, mais elevada será a temperatura de ebulição.

EXERCÍCIOS

1. Qual dessas ligações é mais fraca?a) Eletrovalenteb) Covalentec) Ponte de hidrogêniod) Van der Waalse) Iônica

2. (Acafe-SC) Cada molécula de água é capaz de efetuar, no máximo:a) 5 pontes de hidrogêniob) 2 pontes de hidrogênio.c) 4 pontes de hidrogênio.d) 1 pontes de hidrogênio.e) 3 pontes de hidrogênio.

3. (UFSM-RS) Dentre os compostos abaixo:I. H3C – CH2 – O – CH3

II. H3C – CH2 – NH2

III. H3C – CH2 – OH Apresentam pontes de Hidrogênio entre suas moléculas:a) Apenas Ib) Apenas II c) Apenas I e III d) Apenas II e III e) I, II e III

Exercícios Complementares

4. (UEFS - BA) Por ação de energia, o hidrogênio doatômico se dissocia de acordo com a equação:

H – H(g) → 2 H(g)

Nesta dissociação, ocorre rompimento de ligação química do tipo:a) Ponte de hidrogênio.b) De Van der Waals.c) Metálicad) Iônicae) Covalente

5. (ITA-SP) Os hidretos do tipo H2X dos elementos da família do oxigênio são todos gasosos em condi-ções ambientais, com exceção do hidreto de oxigê-nio. Esta situação é conseqüência:

a) Da baixa massa molecular da águab) Das ligações covalentesc) Das pontes de hidrogênio entre as moléculasd) Do fato de o oxigênio ter o maior raio atômico dessa

famíliae) Do fato de que o gelo é menos denso que a água líqui-

da

6. Dentre as seguintes substâncias, qual apresenta pontes de hidrogênio entre as moléculas?

a) Metano (CH4)b) Clorofórmio (CHCℓ3)c) Benzeno (C6H6)d) Éter etílico (H5C2 – C2H5)e) Água (H2O)

7. Forneça a ordem crescente de pontos de ebulição das substâncias com fórmulas:

I. H3C – CH2 – OHII. CH4

III. CH3 – CH3

8. (FRANCISCANA) Quando a substância hidrogênio pas-sa do estado líquido para o estado gasoso, são rompi-das:

a) Ligações de Van der Waalsb) Pontes de hidrogênioc) Ligações covalentes e pontes de hidrogêniod) Ligações covalentes apolarese) Ligações covalentes polares

9. (FEI) Qual o tipo de interação que se manifesta:

a) Entre moléculas NH3 (ℓ)?

b) Entre moléculas CH4 (ℓ)?

10. (ABC) Entre as moléculas abaixo, a que forma pontes de hidrogênio entre suas moléculas é:

a) CH4

b) CH3 – CH2 – OHc) CH3 – O – CH3

d) C2H6

e) N(CH3)3

11. (UBERLÂNDIA) Identifique a substância que deve pos-suir maior ponto de ebulição, entre as apresentadas abaixo:

a) Cℓ2

b) C2H6

c) H3C – CH2 – CH2 – COOHd) H2C = CH - CH3

e) H3C - CH2 - CH2 - CH3

Os testes n.º 12 e n.º 13 referem-se ao gráfico:

12. A água tem maior ponto de ebulição, porque apresen-ta:

a) molécula com 10 elétronsb) geometria angularc) hibridação sp3

d) ligações por pontes de hidrogênioe) ligações do s - p

13. H2Te tem maior P.E. que H2S porque possui:a) geometria angularb) maior massac) ligações tipo dipolo-dipolod) ligações por pontes de hidrogênioe) ligações do tipo s – p

14. (FEI) Qual o tipo de ligação responsável pelas atrações intermoleculares nos líquidos e sólidos constituídos de moléculas apolares?

15. (SANTA CASA) Abaixo estão esquematizadas, por li-

nhas pontilhadas, ligações entre moléculas. Qual delas tem maior probabilidade de ocorrer?

a) F H F H

b) F H H F

c)

O

H

H

F H

d)

O

H

H

O

H

H

e)

O

H

H

FH

16. (PUC) As pontes de hidrogênio aparecem:

a) Quando o hidrogênio está ligado a um elemento muito eletropositivo;

b) Quando o hidrogênio está ligado a um elemento muito eletronegativo;

c) Em todos os compostos hidrogenados;d) Somente em compostos inorgânicos;e) Somente nos ácidos de Arrhenius.