FACULDADE KENNEDY
ENGENHARIA DE MINAS
LIGAÇÕES COVALENTES E INTERAÇÕES QUÍMICAS
GILSON URBANO FERREIRA DIAS
SÍLVIA DE CASTRO MARTINS
QUIMICA GERAL – TURMA 402
BELO HORIZONTE, NOVEMBRO DE 2013
2º SEMESTRE
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Ligações Covalentes e Interações Químicas, Trabalhos de Engenharia de Minas
Trabalho sobre Ligações Covalentes e Interações Químicas.
Tipologia: Trabalhos
2014
Compartilhado em 07/03/2014
usuário desconhecido 🇧🇷
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FACULDADE KENNEDY
ENGENHARIA DE MINAS
LIGAÇÕES COVALENTES E INTERAÇÕES QUÍMICAS
GILSON URBANO FERREIRA DIAS
SÍLVIA DE CASTRO MARTINS
QUIMICA GERAL – TURMA 402
BELO HORIZONTE, NOVEMBRO DE 2013
2º SEMESTRE
1.0 Ligação Covalente
A ligação covalente é um tipo de ligação química entre átomos, caracterizada pelo
compartilhamento de um ou mais pares de Elétrons entre átomos, causando uma atração mútua entre eles, que mantêm a molécula resultante unida. Átomos tendem a
compartilhar elétrons de modo que suas camadas eletrônicas externas sejam preenchidas e eles adquiram uma distribuição eletrônica mais estável.
1.1 Elementos que formam ligação Covalente, as características de
compostos covalentes.
Ligações covalentes estáveis são formadas no estado sólido primariamente entre átomos não metálicos, como hidrogênio (H), nitrogênio (N), oxigênio (O), carbono (C), flúor (F) e cloro (Cl). Outros elementos, como silício (Si), germânio (Ge), arsênico (As) e selênio (Se), formam ligações que são parcialmente covalentes, parcialmente metálicas; os metais de transição (colunas IIIB—VIIB na Tabela Periódica, Apêndice IA), supõem-se, têm também certa quantidade de caráter covalente nas suas ligações.
São características dos compostos moleculares:
- Sempre que ocorrerem ligações covalentes, todos os átomos envolvidos precisam receber elétrons para atingir a estabilidade ou completar sua camada de valência.
- Neste caso ocorrerá com os não metais e hidrogênio, pois um necessita do outro para atingir sua estabilidade, sendo que o hidrogênio não irá perder seu elétron apenas compartilhar com um elemento o grupo dos não metais, por exemplo: o Cl- (Cloro).
- As substâncias moleculares são, em geral, líquidas ou gasosas, entretanto não são boas condutoras de eletricidade, mas as soluções iônicas são boas condutoras de eletricidade.
- As substâncias covalentes, a condições ambiente, isto é a 25°C e 1 atm, podem estar no estado líquido como o éter, sólido como a parafina e no estado gasoso como o gás carbônico.
- Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição, ao contrario das substancias iônicas em que estes são altíssimos.
- As suas macromoléculas apresentam diferenciação formando dessa forma um grande conjunto de átomos, por exemplo: C(grafite) C(diamante), apresentam diferenciação na organização de suas moléculas.
necessidade de fazer 2 pares eletrônicos, por isso foram utilizados dois hidrogênios. O
oxigênio fez duas ligações do tipo simples com cada hidrogênio, com isso os átomos adquirem configuração eletrônica de gás nobre, ou seja, oxigênio completa 8 elétrons
na C.V. e cada hidrogênio fica com 2 elétrons na C.V.
1.2.2 Ligação Covalente Dupla
É o compartilhamento de 2 pares de elétrons e pode ser representada por um traço duplo ( ). Exemplos:
Entre os átomos de oxigênio existe uma ligação covalente do tipo dupla que representa 2 pares de elétrons compartilhados.
1.2.3 Ligações Covalentes Triplas
É o compartilhamento de 3 pares de elétrons e pode ser representada por um traço triplo ( ). Exemplos:
Ligação covalente do tipo tripla representando 3 pares eletrônicos sendo compartilhados entre os átomos de nitrogênio.
OBSERVAÇÃO:
Etapa - A: representação de 6 elétrons para cada átomo que participa da fórmula molecular.
Etapa - B: o átomo de enxofre faz uma ligação dupla com o oxigênio da direita que fica com 8 elétrons, assim como o enxofre. Tanto o oxigênio da direita quanto o enxofre fica estável, porém o átomo de oxigênio da esquerda necessita de 2 dois elétrons (1 par).
Etapa - C: o átomo de enxofre possui 2 pares de elétrons ―sobrando‖, como o oxigênio da esquerda precisa de um par de elétron, o enxofre ―doa‖ esse par eletrônico para o oxigênio da esquerda completar a Regra do Octeto. Quando um só átomo contribui com os dois elétrons para formar o par eletrônico, a ligação é chamada de COVALENTE DATIVA OU COORDENADA , representada por uma flecha (→) que parte do átomo ―doador‖ para o átomo que vai ―receber‖ o par de elétrons.
1.3 Ligações Covalentes Dativas.
Compartilhar elétrons: ligação covalente dativa.
Ligação covalente dativa ocorre quando um átomo compartilha seus elétrons. Essa ligação obedece à Teoria do Octeto, onde os átomos se unem tentando adquirir oito elétrons na camada de valência para atingir a estabilidade eletrônica.
Exemplo: formação de dióxido de enxofre (SO 2 ).
O átomo de enxofre (S) adquire seu octeto através da ligação com o oxigênio
Na fórmula de Lewis, cada par de elétrons compartilhado representa uma ligação química (covalente), em que os elétrons se encontram na região da eletrosfera que é comum a cada par de átomos que estão unidos. Por isso, na representação, eles são colocados lado a lado. Por exemplo, vamos descobrir qual é a fórmula de Lewis para o gás hidrogênio, cuja fórmula molecular é: H2. Cada átomo de hidrogênio possui apenas um elétron na camada de valência, pois esse elemento pertence à família 1 da Tabela Periódica. Cada um precisa receber mais um elétron, para ficar estável, com dois elétrons na camada eletrônica K. Assim, eles compartilham seus elétrons e ambos ficam com dois.
Veja:
Essa é a fórmula eletrônica de Lewis da molécula de gás hidrogênio. O oxigênio possui seis elétrons na sua camada eletrônica, assim cada um precisa receber mais dois elétrons para ficar estável, com oito elétrons. Por isso, a fórmula eletrônica de Lewis da molécula de gás oxigênio é:
Veja que são duas ligações, pois há dois pares compartilhados. Veja outros exemplos de fórmulas eletrônicas de substâncias moleculares abaixo:
1.5 Ligações Químicas Polares e Polares.
A eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem de atrair para si o par de elétrons que ele compartilha com outro átomo em uma ligação covalente. As medidas experimentais foram feitas pelo cientista Linus Pauling, que criou uma escala de eletronegatividade. De acordo com a diferença de eletronegatividade dos elementos, pode-se classificar a ligação covalente em polar ou apolar.
= diferença de eletronegatividade
Ligação Apolar ( =0) A diferença de eletronegatividade tem que ser igual à zero. Geralmente, acontece em moléculas de átomos iguais.
Exemplos:
2.2 Interações Dipólo- dipólo.
Considerando uma molécula de de H-Cl, temos que ocorre formação de pólos em sua estrutura, ou seja, o cloro atrairá mais o e -^ do que o hidrogênio, devido à sua maior eletronegatividade, sendo assim a parte do Cl ficará negativa e a parte do H ficará positiva e essa polarização será permanente. Sendo assim, considere agora várias moléculas de H – Cl. Uma molécula atrairá a outra. A parte parcialmente negativa de uma molécula atrai a parte parcialmente positiva da outra molécula e assim se dá entre todas as moléculas do líquido ou sólido formado por HCl.
Esse tipo de interação entre as moléculas é característico de todas moléculas polares.
2.3 Interações de hidrogênio ou ponte de hidrogênio.
As ligações de hidrogênio são interações que ocorrem entre o átomo de hidrogênio e dois ou mais átomos, de forma que o hidrogênio sirva de "elo" entre os átomos com os quais intaragem. São as interações intermoleculares mais intensas, medidas tanto sob o ponto de vista energético quando sob o ponto de vista de distâncias interatômicas. São forças de atração de natureza elétrica que também ocorrem entre as moléculas polares (tipo dipolo permanente), sendo, porém, de maior intensidade. Ocorrem quando um átomo de H ligado a um átomo muito eletronegativo (F,O e N) de uma molécula é atrído por um par de elétrons não compartilhados no átomo de F, O ou N de outra molécula.
2.4 Dipólo induzido.
A Força dipolo induzido ou dipolo temporário ou ainda Forças de Dispersão London é uma força de atração que aparece nas substâncias formadas por moléculas apolares, no estado sólido ou líquido. A nuvem eletrônica nas moléculas apolares é uniforme, não aparecendo cargas. Essa nuvem pode sofrer deformação por ação externa, como aumento de pressão e diminuição de temperatura, provocando, então, uma distribuição desigual de cargas, o que faz com que surja um dipolo. O dipolo instantâneo induz a polarização da molécula vizinha, resultando uma atração fraca entre elas.