Moléculas na troposfera I

Ligação Covalente Covalente em Moléculas Diatómicas (N 2, O2, H2) Princípios gerais da ligação covalente Conforme verificámos anteriormente, a atmosfera é constituída maioritariamente por moléculas ( moléculas (conjuntos conjuntos estáveis de átomos quimicamente ligados entre si). si ). Os átomos ligam-se, formando formando as moléculas, porque, tal como todos os sistemas físicos, tendem a encontrar o estado mais estável que corresponde à menor energia possível. Os átomos, tal como a Natureza, Natureza, regem-se pelo Princípio da Energia Mínima. Mínima . Mas como é que eles atingem o estado de menor energia possível?

Exemplo: molécula O2

Suponhamos dois átomos de oxigénio suficientemente afastados. A interação entre eles é nula, ou seja, a energia potencial do sistema constituído por estes dois átomos é zero (posição 1 do gráfico). Se se aproximarem um pouco, passam a interagir por ação de forças de natureza elétrica.

Gráfico da variação da energia potencial elétrica do conjunto de

Exemplo: molécula dioxigénio, O2

1 – Interação entre eles é nula ( E  pe pois estão bastante afastados.

0)

Ao aproximarem-se um pouco, os átomos começam a interagir por ação de forças eletrostáticas: 

Forças atrativas entre os núcleos dos átomos e os respetivos eletrões, que tendem a aproximar os dois átomos e fazem baixar a energia de interação ou energia potencial elétrica do sistema dos dois átomos.



Forças repulsivas entre os eletrões e entre os dois núcleos, que tendem a afastar os dois átomos e fazem aumentar a energia potencial elétrica.

2 – As forças atrativas predominam sobre as forças repulsivas Os átomos continuam a aproximar-se. Esta situação provoca deformações nas nuvens eletrónicas dos dois átomos, diminuindo a

Exemplo: molécula dioxigénio, O2

3 – Equilíbrio entre as forças repulsivas e as forças atrativas Esta situação corresponde ao estado de menor energia possível para o conjunto dos dois átomos, que assim atinge o máximo de estabilidade: forma-se a molécula de O2. r  

e

 –  distância internuclear de equilíbrio.

Distância média entre molécula formada.

os

núcleos

da

Esta distância internuclear de equilíbrio é também conhecida por comprimento de ligação. No caso da molécula de O 2 o comprimento da ligação é igual a 121 pm

4 – As forças repulsivas predominam sobre as forças atrativas. Os núcleos afastam-se. A energia potencial elétrica aumenta. O sistema torna-se instável e os núcleos afastam-se de novo, até atingirem a estabilidade.

São as forças elétricas entre as partículas dos átomos que levam à formação das moléculas.

Assim, como se pode observar a partir do gráfico, quando dois átomos se juntam formando uma molécula, há um decréscimo da energia potencial, ou seja, na formação da molécula há libertação de energia.

O (g)  O (g)  O2 (g)  Energia A energia libertada corresponde à energia de ligação No caso da formação da molécula de dioxigénio, há uma diminuição da energia potencial elétrica em cerca de 8,3 x 10  –19 J, ou seja, 498 kJ mol  –1. Esta é a energia de ligação da molécula O2.

A energia de ligação permite determinar a maior ou menor força de uma ligação Ligação química

Energia da ligação (kJ.mol-1)

H(g) + H(g)  H2(g)

436

F(g) + F(g)  F2(g)

158

C l (g) + C l (g)  C l 2(g)

242

O(g) + O(g)  O (g)

498

Energia

O (g) + O (g)

Energia de dissociação

 –

+

Energia de ligação

O2

Os valores das energias de ligação e dissociação são numericamente iguais, mas de sinal oposto.

Normalmente esse valores aparecem sem sinal. 5

Como se forma a ligação entre moléculas diatómicas? Segundo a Teoria do Ligação de Valência (TLV) 

Os eletrões de valência da molécula são todos os eletrões de valência dos átomos que a formaram;  Só os eletrões de valência contribuem, em maior ou menor grau, para a formação da molécula. 

Quando dois átomos se aproximam, as nuvens eletrónicas correspondentes a duas órbitas atómicas semipreenchidas começam a sobrepor-se, passando a existir uma nuvem electrónica comum. Os eletrões ficam atraídos simultaneamente pelos dois núcleos, isto é, são partilhados pelos dois átomos.



Para que as repulsões entre os eletrões partilhados diminuam, estes passam a ter spins opostos.

Esquema da sobreposição de duas orbitais atómicas 1 s de dois átomos de hidrogénio. 

Numa ligação covalente os eletrões da ligação ocupam, na maior parte do tempo, a região do espaço entre os núcleos.

Para as moléculas mais simples, como por exemplo, a de dioxigénio, um modo prático de saber quantos eletrões  vão efetivamente unir os átomos consiste em verificar quantos eletrões desemparelhados neles existem. Vejamos o procedimento para a molécula de dioxigénio, O 2. Configuração eletrónica do átomo de oxigénio, no estado fundamental, tendo em conta o Princípio de Exclusão de Pauli e a Regra de Hund: 2 2 2 1 1 O 1 2 2 2 2  s  s  p  p  p   x  y  z  8 2

8

2

2

1

1

O  1 s 2 s 2 p x 2 p y 2 p z 

A ligação é feita através dos eletrões desemparelhados dos dois átomos de oxigénio. Os quatro eletrões desemparelhados formam dois pares eletrónicos e são partilhados pelos dois núcleos, ocupando preferencialmente a região internuclear: estabelecem uma ligação covalente entre os dois átomos. Como há dois pares eletrónicos partilhados, a ligação chama-se covalente dupla. Assim, a molécula de dioxigénio tem: 

12 eletrões de valência (seis de cada átomo de oxigénio);



4 eletrões ligantes, isto é, eletrões partilhados que estabelecem efetivamente a ligação;



8 eletrões não-ligantes, isto é, eletrões de valência que não contribuem para a formação da ligação.

Tipos de Ligações Covalentes Ligação covalente  – ligação em que há partilha de eletrões.



Ligação covalente simples Os átomos partilham um par de eletrões.



Ligação covalente dupla Os átomos partilham dois pares de eletrões.



Ligação covalente tripla Os átomos partilham três pares de eletrões.

Para esquematizar a formação das moléculas recorre-se à notação de Lewis.

Notação de Lewis 

O símbolo químico do elemento representa o núcleo (no hidrogénio e no hélio) ou o cerne  (núcleo e os eletrões interiores  –  para os restantes elementos);



Os eletrões de valência dos átomos são representados por cruzes ou pontos;



Os eletrões de valência efetivamente ligantes  representam-se entre os símbolos químicos;



Os eletrões não ligantes representam-se em torno dos símbolos químicos.



Cada par de eletrões pode ainda ser representado por um traço (—).



Os átomos têm que satisfazer a regra do octeto  –  têm que existir 8 eletrões em torno de cada átomo  – com exceção do H e He, que respeitam a regra do dupleto. A regra do octeto utiliza-se na previsão da estrutura molecular quando estão presentes, fundamentalmente, átomos de elementos do 2º período da Tabela Periódica, quando estão ligados para formar moléculas simples.

As moléculas de di-hidrogénio (H2), dioxigénio (O2) e diazoto (N2) As moléculas de dioxigénio, di-hidrogénio e diazoto são diatómicas e homonucleares (formadas por dois átomos do mesmo elemento)

Di-hidrogénio (H2). Configuração eletrónica dos átomos de hidrogénio:

1 H  1 s

1

1 H  1 s

1

Assim, a molécula de di-hidrogénio tem: 

2 eletrões de valência (1 de cada átomo de hidrogénio);



2 eletrões efetivamente ligantes;



0 eletrões não-ligantes;



Existe um par eletrónico partilhados, a ligação chama-se covalente simples.

Representação da molécula segundo a notação de Lewis:

H

●

x

H

ou

H

H

As moléculas de di-hidrogénio (H2), dioxigénio (O2) e diazoto (N2) Dioxigénio (O2). Configuração eletrónica dos átomos de oxigénio:

2 2 2 1 1 O 1 2 2 2 2  s  s  p  p  p   x  y  z  8 2

2

2

1

1

8 O  1 s 2 s 2 p x 2 p y 2 p z 

Assim, a molécula de dioxigénio tem: 

12 eletrões de valência (6 de cada átomo de oxigénio);



4 eletrões efetivamente ligantes;



8 eletrões não-ligantes;



Existem 2 pares eletrónicos partilhados, a ligação chama-se covalente dupla.

Representação da molécula segundo a notação de Lewis: ●

● ●

O ●

● ●

x x

x

O x

x x

ou

O

O

As moléculas de di-hidrogénio (H2), dioxigénio (O2) e diazoto (N2) Diazoto (N2). Configuração eletrónica dos átomos de azoto:

2 2 1 1 1  N 1 2 2 2 2  s  s  p  p  p   x  y  z  7 2 2 1 1 1  N 1 2 2 2 2  s  s  p  p  p  7  x  y  z 

Assim, a molécula de diazoto tem: 

10 eletrões de valência (5 de cada átomo de azoto);



6 eletrões efetivamente ligantes;



4 eletrões não-ligantes;



Existem 3 pares eletrónicos partilhados, a ligação chama-se covalente tripla.

Representação da molécula segundo a notação de Lewis:

● ●

N

● ● ●

x x x

N

x x

ou

N

N

Parâmetros de ligação: energia e comprimento da ligação No quadro que se segue indicam-se, para as moléculas de diazoto, dioxigénio diflúor e dihidrogénio, o número de eletrões comprometidos na ligação, o valor da energia de ligação e o comprimento de ligação. Molécula

N.º de eletrões de valência partilhados

Ligação covalente

Energia de ligação (kJ mol  –1)

Comprimento de ligação, r  e (pm)

N2 (N≡N)

6

Tripla

945

110

O2 (O=O)

4

Dupla

498

121

F2 (F –F)

2

Simples

159

141

H2 (H –H)

2

Simples

436

74

Maior n.º de eletrões partilhados

Ligação mais forte

A molécula de hidrogénio tem uma energia de ligação maior do que a do flúor, apesar de ambas terem uma ligação covalente simples. Tal facto deve-se ao átomo de hidrogénio ser

Maior energia de ligação

Maior estabilidade da molécula

Menor comprimento de ligação

Menor reactividade química

Os gases nobres não formam moléculas Experimentalmente, verificou-se que os gases raros não formam moléculas. Por que razão? Vejamos a configuração eletrónica dos átomos de néon no estado fundamental: 2 2 2 2 2  s  s  p  p p  Ne  1 2 2 2 2 10  x  y  z 

Os átomos dos gases raros têm oito eletrões de valência (à exceção do hélio, que tem dois), pelo que não possuem eletrões desemparelhados. Todos os átomos têm o nível eletrónico de valência completamente preenchido. Tendo em conta o que acabámos de estudar, não há eletrões disponíveis para serem simultaneamente partilhados por dois núcleos. Logo, os átomos de néon não se ligam, não formam moléculas. Os outros gases nobres têm estrutura eletrónica semelhante à do néon, no que diz respeito ao nível eletrónico de valência. Também nenhum deles forma moléculas com outros átomos.