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9.6:

Ligações Covalentes e Estruturas de Lewis

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Chemistry
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Covalent Bonding and Lewis Structures

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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.

9.6:

Ligações Covalentes e Estruturas de Lewis

Em comparação com ligações iónicas, que resultam da transferência de eletrões entre átomos metálicos e não metálicos, as ligações covalentes resultam da atração mútua de átomos por um par de eletrões “partilhado”. 

As ligações covalentes são formadas entre dois átomos quando ambos têm tendências semelhantes para atrair eletrões para eles próprios (ou seja, quando ambos os átomos têm energias de ionização e afinidades eletrónicas idênticas ou bastante semelhantes).  

Propriedades Físicas de Compostos Covalentes

Os compostos que contêm ligações covalentes apresentam propriedades físicas diferentes das dos compostos iónicos. Como a atração entre moléculas, que são eletricamente neutras, é mais fraca do que entre iões eletricamente carregados, os compostos covalentes têm geralmente pontos de fusão e ebulição muito mais baixos do que os compostos iónicos. Na verdade, muitos compostos covalentes são líquidos ou gases à temperatura ambiente e, nos seus estados sólidos, são normalmente muito mais macios do que os sólidos iónicos. Além disso, embora os compostos iónicos sejam bons condutores de eletricidade quando dissolvidos em água, a maioria dos compostos covalentes é insolúvel em água; uma vez que são neutros em termos elétricos, são pobres condutores de eletricidade em qualquer estado.

Formação de Ligações Covalentes

Átomos não metálicos formam frequentemente ligações covalentes com outros átomos não metálicos. Por exemplo, a molécula de hidrogénio, H2, contém uma ligação covalente entre os seus dois átomos de hidrogénio. Dois átomos de hidrogénio separados com energia potencial específica aproximam-se um do outro, e as suas orbitais de valência (1s) começam a sobrepor-se. Os eletrões únicos em cada átomo de hidrogénio interagem com ambos os núcleos atómicos, ocupando o espaço em torno de ambos os átomos. A forte atração de cada eletrão compartilhado para ambos os núcleos estabiliza o sistema e a energia potencial diminui à medida que a distância da ligação diminui. Se os átomos continuarem a aproximar-se um do outro, as cargas positivas nos dois núcleos começam a repelir-se uma à outra, e a energia potencial aumenta. O comprimento da ligação é determinado pela distância à qual é atingida a energia potencial mais baixa.

É essencial lembrar que a energia deve ser adicionada para quebrar ligações químicas (um processo endotérmico), enquanto que a formação de ligações químicas liberta energia (um processo exotérmico). No caso do H2, a ligação covalente é muito forte; uma grande quantidade de energia, 436 kJ, precisa ser adicionada para quebrar as ligações em um único mole de hidrogénio e fazer com que os átomos se separem:

Eq1

Inversamente, a mesma quantidade de energia é libertada quando um mole de moléculas H2 se forma a partir de dois moles de átomos H:

Eq2

Estruturas de Lewis

Os símbolos de Lewis podem ser usados para indicar a formação de ligações covalentes, que são mostradas em estruturas de Lewis, desenhos que descrevem as ligações em moléculas e iões poliatómicos. Por exemplo, quando dois átomos de cloro formam uma molécula de cloro, eles compartilham um par de eletrões:

Figure1

A estrutura de Lewis indica que cada átomo de Cl tem três pares de eletrões que não são utilizados na ligação (chamados pares solitários) e um par partilhado de eletrões (escrito entre os átomos). Um traço (ou linha) é às vezes usado para indicar um par compartilhado de eletrões: Cl—Cl.

  • Um único par compartilhado de eletrões é chamado de ligação simples. Cada átomo de Cl interage com oito eletrões de valência: os seis nos pares solitários e os dois na ligação simples.
  • No entanto, um par de átomos pode precisar compartilhar mais de um par de eletrões para alcançar o octeto necessário. Uma ligação dupla é formada quando dois pares de eletrões são partilhados entre um par de átomos, como entre os átomos de carbono e oxigénio em CH2O (formaldeído) e entre os dois átomos de carbono em C2H4 (etileno). 
    Figure2
  • Uma ligação tripla é formada quando três pares de eletrões são compartilhados por um par de átomos, como no monóxido de carbono (CO) e no ião cianeto (CN–).
    Figure3

A tabela periódica pode ser usada para prever o número de eletrões de valência em um átomo e o número de ligações que serão formadas para alcançar um octeto. Os elementos do grupo 18, como Árgon e Hélio, têm a configuração eletrónica cheia, pelo que raramente participam em ligações químicas. No entanto, átomos do grupo 17, como bromo ou iodo, precisam de apenas um eletrão para alcançar o octeto. Assim, os átomos pertencentes ao grupo 17 podem formar uma ligação covalente simples. Os átomos do grupo 16 precisam de 2 eletrões para atingirem um octeto; por isso, podem formar duas ligações covalentes. Da mesma forma, o carbono que pertence ao grupo 14, precisa de mais 4 eletrões para chegar a um octeto; assim, o carbono pode formar quatro ligações covalentes. 

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 7.2: Covalent Bonds e Openstax, Chemistry 2e, Section 7.3: Lewis Symbols and Structures.