QUI109 – QUÍMICA GERAL(Ciências Biológicas)
8ª aula / 2016-2
(disponível em: http://professor.ufop.br/mcoutrim)
Prof. Mauricio X. Coutrim
A LIGAÇÃO COVALENTE É BASEADA NO
COMPARTILHAMENTO DE ELÉTRONS
Ex. A MOLÉCULA DE H2
LIGAÇÃO COVALENTE
Cl
1s 2s 2p 3s 3p
Cl (Z=17) :
CAMADA DE VALÊNCIA n=3
15/02/2017 Prof. Mauricio X. Coutrim
LIGAÇÃO COVALENTEEstrutura de Lewis: Representa os elétrons da camada de valência dos átomos compartilhados. P. ex., Cl2, HCl e H2S.Os átomos tendem a obedecer a regra do octeto!
Cl
1s 2s 2p 3s 3p
Cl (Z=17) :
CAMADA DE VALÊNCIA n=3
3
Cl * * Cl ; Cl – Cl; Cl2** **
** ****
**
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LIGAÇÃO COVALENTEEstruturas de Ressonância: Às vezes são necessárias mais de uma estrutura de Lewis para representar a espécie (ressonância). P. ex., NO3
-, CO32- e O3 (ozônio).
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CARGA FORMALé’s valência do átomo livre menos
é’s livres e compartilhados no átomo ligado!
Nesse caso: 6 – (6 + 1) = -1
Ressonância no CO2
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LIGAÇÃO COVALENTECamada de Valência Expandida: Átomos que possuem orbitais d vazios podem fazer ligações covalentes com mais de 8 elétrons (expandem a camada de valência com orbitais d). P. ex., PCl5 [PCl3 (regra do octeto)], SF4, XeF4.
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LIGAÇÃO COVALENTELigação Covalente Coordenada: Ocorre quando ambos os elétrons de uma ligação covalente são proveniente de um dos átomos da ligação. P. ex., NH3BF3.
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Ácido de Lewis: É uma espécie receptora de par de elétrons.Base de Lewis: É uma espécie doadora de par de elétrons.
Ácido de Lewis
Base de Lewis
A forma do orbital ‘s’
(esfera representa a região
com 90% de certeza de se
encontrar o elétronRepresentação das formas dos orbitais ‘p’
Representação das formas dos orbitais ‘d’
LIGAÇÃO COVALENTE / orbitais atômicos
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LIGAÇÃO COVALENTE
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A LIGAÇÃO s NO H – H (H2)
H (Z = 1): 1s1
Orbitais moleculares são formados a partir de orbitais atômicos!
A energia de um elétron em um átomo da ligação depende dos demais elétrons desse átomo e do(s) elétron(s) do(s) outro(s) átomo(s).
Exemplo mais simples: orbital s na molécula H2.
A LIGAÇÃO s NO H – F (HF)
LIGAÇÃO s = encontro frontal de orbitais
A LIGAÇÃO s NO F – F (F2)
F (Z = 9): 1s2; 2s2; 2p5.
LIGAÇÃO COVALENTE
A LIGAÇÃO p (encontro lateral de orbitais)
A MOLÉCULA DE N2 (NN, ligação tripla)
(a) Duas ligações p e uma
ligação s, separadas
(b) Os orbitais s e pmostrados juntos
LIGAÇÃO COVALENTE
LIGAÇÃO COVALENTE
Modelo da Repulsão do Par de Elétrons no Nível de Valência - RPENV (VSEPR: valence-shell electron-pair repulsion model):
Os pares de elétrons ligantes e os não ligantes tendem ao máximo distanciamento (repulsão de cargas elétricas).O modelo explica a forma da molécula (geometria). P. ex., CO2 e H2O.
GEOMETRIA MOLECULAR / TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA
Como ocorre a repulsão dos pares de elétrons (ligantes e não ligantes)
LIGAÇÃO COVALENTEA GEOMETRIA DA MOLÉCULA / POLARIDADE
Formas geométricas apolares (5 formas principais):
Observar que o átomo central é a base do modelo!
LIGAÇÃO COVALENTEA GEOMETRIA DA MOLÉCULA
As formas geométricas derivadas (os pares de elétrons não ligantes interferem no ângulo da geometria):
Ângulos: ~109,5º (CH4) 107º (NH3) ~104,5º (H2O)
APOLAR POLAR POLAR
LIGAÇÃO COVALENTEHIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS
Orbitais atômicos formam orbitais moleculares na ligação.
Muitas vezes os orbitais atômicos formam orbitais híbridos antes de se ligarem (o número total de orbitais híbridos é igual ao de orbitais atômicos misturados):
EXEMPLO DE UM ORBITAL HÍBRIDO
LIGAÇÃO COVALENTE
HIBRIDIZAÇÃO
sp DO
CARBONO
(C, Z=6)
(1s2, 2s2, 2p2 )
HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS “s” E “p”Tipos de orbitais híbridos (sp)
2 orbitais sp iguais (com mesma energia)
+2 orbitais p (mais energético)
LIGAÇÃO COVALENTE
Exemplo:
CARBONO NO
ACETILENO
(H–C≡C–H)
GEOMETRIA LINEAR
HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS sp
LIGAÇÃO COVALENTE
Exemplo:
BERÍLIO no BeF2
(C, Z=4)
(1s2, 2s2, 2p0 )
BF2
hibridização
do Be
HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS sp
LIGAÇÃO COVALENTE
HIBRIDIZAÇÃO
sp2 DO
CARBONO
(C, Z=6)
(1s2, 2s2, 2p2 ) 3 orbitais sp2 iguais (com mesma energia) +
1 orbital p (mais energético) ocupado
HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS “s” E “p”Tipos de orbitais híbridos (sp2)
LIGAÇÃO COVALENTE
Exemplo:
CARBONO NO
ETILENO
(H2C=CH2)
GEOMETRIA PLANA
HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS sp2
LIGAÇÃO COVALENTE
HIBRIDIZAÇÃO sp3
DO CARBONO
(C, Z=6)
(1s2, 2s2, 2p2 )
4 orbitais sp3 iguais (com mesma energia)
HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS “s” E “p”Tipos de orbitais híbridos (sp3)
QUATRO ORBITAIS HÍBRIDOS sp3
(mesma energia, > 1s)
LIGAÇÃO COVALENTE
Exemplo:
CARBONO NO
METANO (CH4)
GEOMETRIA TETRAÉDRICA
HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS (sp3)
LIGAÇÃO COVALENTEHIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS s, p e d
HIBRIDIZAÇÃO sp3d DO FÓSFORO (P, Z=15) (Ne; 3s2, 3p3, 3d0 )
E DO ENXOFRE (S, Z=16) (Ne; 3s2, 3p4, 3d0 )
LIGAÇÃO COVALENTEHIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS “s”, “p” E “d”
HIBRIDIZAÇÃO sp3d
(Exemplo, FÓSFORO
NO PCl5
(P, Z=15: 1s2, 2s2, 2p6,
3s2, 3p3, 3d0)
CINCO ORBITAIS HÍBRIDOS sp3d (mesma energia)
QUATRO ORBITAIS d PUROS (mesma
energia, mas maior que a dos híbridos)
GEOMETRIA BIPIRÂMIDE TRIGONAL
REPRESENTAÇÃO DOS ORBITAIS DO ÁTOMO DE FÓSFORO
LIGAÇÃO COVALENTEHIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS “s”, “p” E “d”
HIBRIDIZAÇÃO sp3d2
(Exemplo, ENXOFRE
NO SF6
(S, Z=16: 1s2, 2s2,
2p6, 3s2, 3p4, 3d0)
GEOMETRIA BIPIRÂMIDE QUADRADA
REPRESENTAÇÃO DOS ORBITAIS DO ÁTOMO DE ENXOFRE
SEIS ORBITAIS HÍBRIDOS sp3d2 (mesma energia)
TRÊS ORBITAIS d PUROS (mesma
energia, > híbridos)
A MOLÉCULA DE ETENO OU ETILENO
LIGAÇÃO COVALENTELIGAÇÕES p DESLOCALIZADAS ESTRUTURA DE RESSONÂNCIA
A MOLÉCULA DE BENZENO
ligações pconjugadas
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LIGAÇÃO COVALENTE
• Níveis de Energia nos orbitais moleculares (1s)
Diagrama de Energia do Orbital
Molecular para a molécula de H2
(orbital ligante)
(orbital anti-ligante)
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ORBITAL MOLECULAR
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LIGAÇÃO COVALENTEOrbitais moleculares (de OA 1s; 2s; 2p) → Ex: O + O = O2
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Orbitais atômicos
Orbitais atômicos
Orbitais moleculares
FORÇAS INTERMOLECULARES
Substância Fórmula Massa Molar (g/mol)
Densidade (g/mL)
Ponto de fusão (oC)
Pressão de vapor (atm) a 20oC
Água H2O (OH2) 18,015 1,00 0 22,7.10-2
Gás carbônico O2C (CO2) 44,010 1,98.10-3 -56,6 56,55
PROPRIEDADES FÍSICAS DA ÁGUA E DO GÁS CARBÔNICO
Pressão de Vapor é a
pressãoexercida pelo
vapor emequilíbrio com
o líquido (ousólido) a uma
dada temperatura.
Fonte: 1) https://en.wikipedia.org/wiki/Properties_of_water; 2) https://en.wikipedia.org/wiki/Carbon_dioxide
DIAGRAMA DE FASE DA ÁGUA DIAGRAMA DE FASE DO CO2
1 bar ~ 1 atm1MPa ~ 10 atm1KPa ~ 0,01 atm1oC ~ 274 K
London
Dipolo
FORÇAS INTERMOLECULARES
Tipos de forças intermoleculares(van der Waals)
Fonte: https://sciborg.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/applychem/hydration.html
Ligação de Hidrogênio H - F, H - O ou H – N (FON)
FORÇAS INTERMOLECULARES
As ligações entre H e FON são atrações dipolo-dipolo bem mais fortes do que as atrações desse tipo que ocorrem entre outras moléculas devido a outros dipolos
1) A energia de rede do KBr (671 KJ/mol) e do CsCl (657 KJ/mol) são muito próximas. O que
se conclui disso?
2) Dê a fórmula química e de Lewis do composto iônico formado pelos elementos: a) Al e F;
b) K e S; c) Be e Cl.
3) Dê as estruturas de ressonância de Lewis e as cargas formais das espécies CO3; NO3 e O3.
4) Coloque em ordem crescente de comprimento de ligação: C=C; C≡C; C–C; C≡O. Qual
entalpia de ligação é maior?
5) Quais das seguintes moléculas são polares: BF3; CO; CF4; NCl3; SF2? Justifique. Quais os
ângulos de ligação na molécula de BF3?
6) Qual a geometria das seguintes moléculas ou íons: a) SO3; b) PCl3; c) NH2Cl; d) BrF5?
7) Qual o número máximo de orbitais híbridos que um átomo de carbono pode formar? E o
número mínimo? Explique.
8) Quantos orbitais híbridos participam das ligações na molécula de acetileno? Quais as
ligações que formam?
EXERCÍCIOS
EXERCÍCIOS (RESPOSTAS)
1) A energia de rede do KBr (671 KJ/mol) e do CsCl (657 KJ/mol) são muito próximas. O que
se conclui disso?
2) Dê a fórmula química e de Lewis do composto iônico formado pelos elementos: a) Al e F;
b) K e S; c) Be e Cl.
3) Dê as estruturas de ressonância de Lewis e as cargas formais das espécies CO3; NO3 e O3.
4) Coloque em ordem crescente de comprimento de ligação: C=C; C≡C; C–C; C≡O. Qual
entalpia de ligação é maior?
5) Quais das seguintes moléculas são polares: BF3; CO; CF4; NCl3; SF2? Justifique. Quais os
ângulos de ligação na molécula de BF3?
6) Qual a geometria das seguintes moléculas ou íons: a) SO3; b) PCl3; c) NH2Cl; d) BrF5?
7) Qual o número máximo de orbitais híbridos que um átomo de carbono pode formar? E o
número mínimo? Explique.
8) Quantos orbitais híbridos participam das ligações na molécula de acetileno? Quais as
ligações que formam?
A força que mantêm esses íons no sólido é quase a mesma.
[Al3+][F-]3; [K+]2[S2-]; [Be2+][Cl-]2.
C≡O > C≡C > C=C > C–C; C≡O tem maior entalpia de ligação
CO; NCl3; SF2. BF3 é triangular plana e ângulo = 120o
SO3 = trigonal plana; PCl3 e NH2Cl = pirâmide trigonal; SF2. BrF5 é piramidal quadrada
C com 4 elétrons de valência pode formar no máximo 4 orbitais híbridos e no mínimo 1.
HC≡CH; 2 híbridos sp de cada carbono se ligam ao H e ao C. As outras 2 ligações da C≡C ocorrem entre orbitais p (não híbridos!)
Slide 4
EXERCÍCIOS (procure sempre justificar suas respostas)
1) SO2 tem momento de dipolo? Se sim, em qual direção aponta o dipolo resultante?
2) Quais das 3 formas isoméricas da molécula de dicloroetileno (C2H2Cl2) tem momento de
dipolo igual a zero?
3) As moléculas de BF3 e SO3 tem a geometria trigonal plana. Quais os ângulos das ligações
nessas moléculas?
4) A geometria de uma molécula AB3 é bipiramidal trigonal. Quantos pares de elétrons não
ligantes há no átomo A?
5) Qual a geometria das seguintes moléculas ou íons: a) SO3; b) PCl3; c) NH2Cl; d) BrF5?
6) Quais das seguintes espécies são ácido de Lewis e quais são base de Lewis? a) NH3; b)
BF3; c) Ag+; d) F-; e) H+; f) Al3+; g) CN-; h) NO2-. Justifique sua resposta.
7) Em qual espécie o par de átomo ligado tem maior comprimento de ligação? a) N e O em
NO, NO2 ou NO3-; b) C e C em C2H2, C2H4 ou C2H6; c) C e O em CH3OH; CH2O ou CH3OCH3.
8) Os cristais de sódio com F ou com Cl têm a mesma estrutura. Em qual se espera que a
energia de rede seja maior? Jusitifique.