Ligações Covalentes e Estruturas de Lewis

Formam-se ligações covalentes entre os não metálicos através da partilha de elétrons de valência. Mas porque é que os não-metálicos preferem partilhar elétrons em vez de as transferir como em obrigações iónicas, os não-metálicos têm elevadas energias de ionização o que torna difícil a transferência de elétrons de valência de um átomo para outro. Considere uma molécula de amoníaco.

O átomo de ozônio requer mais três elétrons para alcançar um octeto, e o átomo de hidrogênio precisa de um elétron para chegar a um dueto. Portanto, as ligações do átomo de ozônio com três átomos de hidrogênio tais que tanto o ozônio como o hidrogênio alcançar configurações electrônicas estáveis. Uma vez que cada uma destas ligações partilha um par de elétrons, chama-se uma única ligação.

O par de elétrons partilhados na ligação covalente é chamado um par de ligação. Os elétrons de valência que não participam na colagem são chamados o par solitário ou elétrons sem ligação. Com 6 valências de elétrons, átomos de oxigênio precisam de mais dois elétrons para chegar a um octeto.

Portanto, dois átomos de oxigênio partilham dois pares de dois pares de elétrons formando uma dupla ligação. O nitrogénio, por outro lado, partilha os três elétrons não emparelhados na sua forma diatómica, criando uma tripla ligação. Títulos únicos e múltiplos diferem em termos de comprimento e força de ligação.

As ligações triplas são mais curtas do que as duplas ligações, que são mais curtos do que as ligações individuais. A força de ligação aumenta com a multiplicidade de ligações. É por isso que é difícil quebrar a ligação tripla em nitrogênio, tornando-a relativamente pouco reativa.

O modelo Lewis ajuda a prever a estrutura e a estabilidade de moléculas. Segundo o modelo de Lewis, H2O é uma molécula estável;porque tanto o oxigênio como o hidrogênio alcançaram configurações de eletróns estáveis. Se o oxigênio partilhar elétrons com apenas um átomo de hidrogênio, a molécula OH resultante não é estável, uma vez que o oxigênio tem apenas 7 elétrons de valência e não consegue alcançar o octeto.

No entanto, se um elétron extra for adicionado ao oxigênio para completar o octeto, o íon hidróxido resultante torna-se estável com uma carga negativa. As ligações covalentes são direcionais porque os elétrons partilhados ligam dois pares específicos de átomos. Em contraste, as ligações iónicas são não direcionais e seguram vários íons na grelha.

Assim, num composto covalente, as moléculas individuais são consideradas como unidades fundamentais.