Ligações Covalentes

Teoria Completa

O que que acontece quando um átomo quer doar elétrons e o outro quer receber eles?

Um doa para o outro, eles formam íons e ficam ligados pela atração eletrostática, formando uma ligação iônica.

Mas o que acontece se nenhum dos dois átomos quer perder elétrons? Eles ainda podem se ligar?

Sim!!!

Quando os átomos querem fazer ligações pra completar o octeto, mas nenhum deles tem tendência a doar elétrons, eles podem se ligar compartilhando elétrons.

As ligações onde ocorrem compartilhamentos de elétrons são chamadas ligações covalentes.

Estruturas de Lewis

Seu Lewis, não satisfeito em propor os símbolos de Lewis pras ligações iônicas (com aqueles pontinhos representando os elétrons), resolveu dar pitaco nas ligações covalentes também.

E o cara era apegado mesmo à ideia do octeto.

Então ele propôs que os átomos iam fazer ligações covalentes até completar o octeto.

Segundo ele, a ligação covalente funciona mais ou menos assim: cada átomo entra na ligação compartilhando um dos seus elétrons; a ligação é, então, formada por dois elétrons que passam a pertencer simultaneamente aos dois átomos envolvidos.

E a gente representa uma ligação com um tracinho.

Dois átomos podem compartilhar um par de elétrons, dois pares de elétrons ou três pares de elétrons.

Isso é o que a gente chama de ligação simples, ligação dupla e ligação tripla.

E como a gente representa essas estruturas de Lewis?

Para descobrir como representar a estrutura de Lewis de um composto, existe um passo-a-passo maneiro. Olha aí:

1º) A gente precisa identificar o átomo central.

Normalmente, o átomo central está em menor quantidade e vai fazer um número maior de ligações.

Se mais de um átomo puder ser o central, a gente vai escolher o menos eletronegativo. Porque elemento muito eletronegativo não gosta tanto de compartilhar elétrons, e o átomo central tem que compartilhar bastante!

2º) Agora, a gente vai ligar os outros átomos ao átomo central, respeitando a valência do átomo central, ou seja, a regra do octeto.

Tipo assim, o carbono ( 1 s 2   2 s 2   2 p 2 ⏟ c a m a d a   d e   v a l ê n c i a ) tem 4 elétrons na camada de valência, então o máximo de ligações que ele pode fazer são 4 ( 4 + 4 = 8 ).

3º) Se a valência do átomo central esgotar e ainda restarem átomos, a gente vai ligar os átomos restantes aos átomos que já estão ligados ao átomo central.

4º) Chegou a hora de contar os elétrons.

Aqui a gente vai contar os elétrons de valência de todos os átomos presentes na estrutura. Caso o composto apresente carga negativa, adicionamos elétrons na nossa conta. Caso o composto apresente carga positiva, retiramos elétrons.

5º) Precisamos completar os octetos e contar os elétrons na estrutura.

Vamos ver se todos os átomos completaram o octeto. Se alguém não completou, a gente coloca mais pares de elétrons nele.

Depois disso, a gente confere se o número total de elétrons na estrutura bate com o número de elétrons de valência que a gente contou no 4º passo.

Tá tudo muito abstrato né? Vamos fazer dois exemplos juntos!

Bora determinar a estrutura de Lewis do C H 4 e do N O 2 - .

Pelo primeiro passo a gente vai escolher o átomo que está em menor quantidade como átomo central.

Então o átomo central do C H 4 vai ser o C e do N O 2 -   vai ser o N.

O segundo passo é ligar os outros caras ao átomo central. Fica assim:

O terceiro passo não é necessário, porque geral já ficou ligado ao átomo central.

Pro quarto passo, vamos contar quantos elétrons de valência existe naquelas moléculas ali:

Pro C H 4 : O carbono tem 4 elétrons de valência ( 1 s 2   2 s 2   2 p 2 ⏟ ) e cada hidrogênio tem 1 elétron de valência ( 1 s 1 ⏟ ). Então a molécula toda tem 4 + ( 4 x 1 ) = 8 elétrons de valência.

Pro N O 2 -   : O nitrogênio tem 5 elétrons de valência ( 1 s 2   2 s 2   2 p 3 ⏟ ) e cada oxigênio tem 6 elétrons de valência ( 1 s 2   2 s 2   2 p 4 ⏟ ) ). Então a molécula toda tem 5 + ( 2 x 6 ) = 17 elétrons de valência. Mas o N O 2 - é um ânion de carga - 1 . Então ao invés de contar 17 elétrons, vamos contar 18. Ok?

No quinto passo a gente vai completar os octetos e contar os elétrons da estrutura de Lewis.

Começa contando quantos elétrons cada átomo tem. Se alguém tiver menos de oito elétrons, a gente precisa colocar mais elétrons nesse cara. Não esquece que o H completa o octeto com dois elétrons!

Pro C H 4 :

Como cada ligação equivale a dois elétrons que pertencem aos dois átomos ao mesmo tempo, aqui o carbono está com oito elétrons e cada hidrogênio está com 2 elétrons: octetos completos.

A estrutura aí de cima tem 8 elétrons, que é exatemente o que a gente tinha contado pra molécula de C H 4 no quarto passo, lembra? Então está tudo ok! A estrutura de Lewis do C H 4 está pronta.

Vamos ver o N O 2 - :

Vish! Agora deu caô. Aqui o nitrogênio tá com 4 elétrons e cada oxigênio tá com 2 elétrons. Bora colocar mais elétrons nessa estrutura pra todo mundo completar o octeto.

Pode até estar feio, mas tá todo mundo de octeto completo. Normalmente, os pares de elétrons não ligados são representados por pontinhos ao invés de tracinhos:

Mas se a gente contar quantos elétrons tem aí, lembrando que cada tracinho valem dois elétrons, vamos achar 20 elétrons. E pelas nossas contas, essa molécula só podia ter 18!

Pra resolver, a gente vai fazer mais ligações.

Agora todo mundo tá com o octeto completo e o número total de elétrons também está ok. Pra representação ficar melhor ainda, a gente não pode esquecer de colocar o “menos” do ânion:

Uma forma de avaliar se a estrutura de Lewis tá coerente é através da determinação da carga formal.

Vamos ver o que é isso?

Carga Formal

Pra calcular a carga formal de um átomo a gente vai fazer a diferença entre o número de elétrons de valência que um átomo tem (de acordo com a sua configuração eletrônica) e o número de elétrons que ele tem na estrutura de Lewis, contando de um jeito bem específico.

Numa ligação, os dois elétrons pertencem aos dois átomos ao mesmo tempo. Porém, apenas pra determinar a carga formal, a gente faz essa contagem de uma forma diferente.

Pra carga formal, cada elétron da ligação vai ser considerado como pertencente a um único átomo.

Então a carga forma do carbono no C H 4 é calculada assim:

Pela configuração eletrônica: 4 elétrons de valência ( 1 s 2   2 s 2   2 p 2 ⏟ ).

Pela estrutura de Lewis: 4 elétrons (apenas os elétrons em vermelho são considerados para o cálculo da carga formal).

Carga formal: 4 - 4 = 0

A carga formal de cada hidrogênio aí de cima também é zero 1 - 1 = 0 .

A carga formal do nitrogênio no N O 2 - :

Pela configuração eletrônica: 5 elétrons de valência ( 1 s 2   2 s 2   2 p 3 ⏟ ).

Pela estrutura de Lewis: 5 elétrons (só os elétrons em vermelho hein).

Carga formal: 5 - 5 = 0

Já pro oxigênio da esquerda:

Pela configuração eletrônica: 6 elétrons de valência ( 1 s 2   2 s 2   2 p 4 ⏟ ).

Pela estrutura de Lewis: 7 elétrons.

Carga formal: 6 - 7 = - 1

E pro oxigênio da direita:

Pela configuração eletrônica: 6 elétrons de valência ( 1 s 2   2 s 2   2 p 4 ⏟ ).

Pela estrutura de Lewis: 6 elétrons.

Carga formal: 6 - 6 = 0

A carga formal não vai ter um significado físico ou químico pra nós. Ela só serve pra gente avaliar a nossa estrutura de Lewis mesmo.

O somatório geral das cargas formais dos átomos da molécula deve ser igual à carga da molécula.

Somando as cargas formais do carbono e dos hidrogênios no CH4, achamos zero. OK!

Somando as cargas formais do nitrogênio e dos oxigênios, achamos -1, que é a carga do N O 2 - !

Além disso, ao fazer a estrutura de Lewis de um composto, a gente deve sempre tentar fazer com que todas as cargas formais sejam o mais próximas possíveis de zero. Nem sempre isso é possível, mas tendo a opção, faremos isso.

Portanto, a gente acaba de criar um sexto passo para fazer estruturas de Lewis:

6º) Avaliar as cargas formais.

Ressonância

Sabe quando a gente viu que tinha elétron demais na estrutura do N O 2 - e fez uma ligação dupla entre o N e o O pra que os dois continuassem com o octeto completo, mas a estrutura como um todo passasse a ter menos elétrons?

Por que que a gente fez isso com o oxigênio da direita? Fazia diferença escolher o oxigênio da esquerda ou o da direita? Qual seria mais adequado?

Então... aqueles dois oxigênios são equivalentes! Portanto, não existe critério pra escolher se é melhor formar a dupla ligação entre o N e o O da esquerda ou o O da direita.

Por isso a gente considera que para a estrutura estar completa, devemos representar as duas possibilidades.

Olha só como fica a representação do N O 2 - :

Tá vendo? A gente tá representando as duas opções!

Aquele seta dupla ali do meio é a seta que a gente sempre usa em caso de ressonância. Ela não significa um equilíbrio! Não significa que aquelas duas estrutura estão se interconvertendo (um momento é a da esquerda, depois vira a da direita, depois a da esquerda...).

A seta da ressonância indica que as duas estruturas existem ao mesmo tempo!

Apenas uma daquelas estruturas é insuficiente pra mostrar o que realmente está acontecendo na molécula. Por isso, a melhor forma de representar uma molécula assim é através de uma mistura das estruturas de ressonância, o que a gente chama de híbrido de ressonância.

Tá vendo aqueles tracejados? Eles representam um par de elétrons que está deslocalizado. Ele não está nem entre o nitrogênio e o oxigênio da esquerda, nem entre o nitrogênio e o oxigênio da direita.

Essa “deslocalização” pode ser vista como um espalhamento da carga negativa. Como essa carga não está concentrada em um ponto da molécula, a estrutura do híbrido é mais estável do que qualquer uma das estruturas de ressonância individualmente.

E a gente acaba criando um sétimo passo na hora de representar as estruturas de Lewis:

7º) Considerar todas as estruturas de ressonância de uma espécie.

Exceções à regra do octeto

Como toda regra, a regra do octeto também tem suas exceções. E aqui não estamos falando de caras como o hidrogênio, o lítio e o hélio (que completam seus “octetos” com dois elétrons).

Outros caras não seguem a regra do octeto.

Alguns compostos possuem elétrons desemparelhados. Ao invés de formarem um parzinho de elétrons (:), o elétron aparece sozinho na estrutura (.).

Espécies com elétrons desemparelhados são chamadas de radicais.

Radicais existem na natureza e são muuuuuito reativos! Exatamente porque essa coisa de elétron desemparelhado é meio bizarro e ele fica tentando achar outro elétron pra se emparelhar.

Olha aí um cara com um elétron desemparelhado:

Nessa estrutura o carbono central aparece com 7 elétrons!

Além dos radicais, outra excessão muito importante à regra do octeto é a expansão do octeto.

Pra entender essa história, vamos pensar no nitrogênio e no fósforo. Olha aí a configuração eletrônica desses caras:

N :   1 s 2   2 s 2   2 p 3 7  

P :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 3 15  

Os dois são da mesma família, então a configuração deles termina igualzinha, em p³. Por isso, tanto nitrogênio quanto fósforo completam o octeto ganhando 3 elétrons, fazendo três ligações:

Pro nitrogênio fazer mais ligações do que isso, ele precisa usar orbitais do nível 3, uma camada além da que ele tem preenchida ( n = 2 ).

Pro fósforo fazer mais ligações, ele também vai usar orbitais do nível 3, no caso, subníveis do tipo 3d.

São observados compostos de octeto expandido (mais de três ligações) para o fósforo, mas não pra o nitrogênio.

Você tem algum palpite do porquê disso acontecer?

A diferença energética entre duas camadas é muito grande!

Por isso o nitrogênio não consegue fazer ligações usando uma camada originalmente desocupada!

Já o fósforo vai usar orbitais do subnível 3d para fazer mais ligações, estando no mesmo nível ( n = 3 ) que as outras ligações.

É por isso que elementos do segundo período da tabela periódica não expandem o octeto: sua camada de valência ( n = 2 ) não tem orbitais vazios de energia próxima! A partir do terceiro período, os átomos tem orbitais do tipo d no mesmo nível de seus orbitais ocupados!

A última excessão à regra do octeto que a gente vai ver acontece pros caras da família 13. Especialmente boro e alumínio. Muitas vezes esses caras fazem ligações e não completam o octeto, ficando com apenas 6 elétrons na camada de valência. Isso acontece especialmente quando eles se ligam a halogênios (família do flúor).

Muita coisa né? Vamos dar uma olhada nos exercícios pra organizar esses conceitos todos?

Expandir

Exercício Resolvido #1

Elaboração própria.

Indique as estruturas de Lewis dos compostos: H 2 O , P C l 3 , O 3 , C O 2 , I 3 - e X e F 4 . Indique também as cargas formais para cada átomo.

MOSTRAR SOLUÇÃO COMPLETA

Passo 1

Vamos colocar nosso passo-a-passo em prática.

No passo 1 a gente identifica o átomo central.

Ele é o que está em menor quantidade e é o menos eletronegativo da molécula.

Para H 2 O , P C l 3 , O 3 , C O 2 , I 3 - e X e F 4 , ambos os fatores convergem para, respectivamente: O , P , O , C , I e X e .

Passo 2

No passo 2 a gente liga os outros átomos no átomo central.

Passo 3

O passo 3 a gente só usa se sobrou alguém sem ligar ao átomo central. Não é necessário em nenhum dos casos daqui.

Passo 4

O passo 4 é quando a gente conta os elétrons de valência da galera pra saber quantos elétrons a gente vai ter na estrutura de Lewis.

Primeiro as configurações eletrônicas pra saber quantos elétrons de valência:

H : 1   1 s 1 ⏟ 1   e l é t r o n

O : 8 1 s 2   2 s 2   2 p 4 ⏟ 6   e l é t r o n s

P : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 3 ⏟ 5   e l é t r o n s   15

C l : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 5 ⏟ 7   e l e ´ t r o n s   17

C 6 : 1 s 2   2 s 2   2 p 2 ⏟ 4   e l é t r o n s

I :   53 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 6   5 s 2 ⏟ 2   4 d 10   5 p 5 ⏟ + 5   =   7   e l é t r o n s

X e 54 : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 6   5 s 2 ⏟ 2   4 d 10   5 p 6 ⏟ + 6   =   8   e l é t r o n s

F :   9 1 s 2   2 s 2   2 p 5 ⏟ 7   e l é t r o n s

E agora a gente faz uma tabelinha pra saber quantos elétrons tem que aparecer na nossa estrutura de Lewis.

Beleza! Próximo passo!

Passo 5

No passo 5 a gente completa os octetos, conta os elétrons e faz mais ligações, caso necessário, pra chegar no número de elétrons certo (que a gente previu no passo 4).

Primeiro, completando os octetos:

Aqui a gente simplesmente deixou todo mundo com 8 elétrons (4 pares, compartilhados ou não), com exceção do H que ficou com 2.

Repara que a gente já colocou o I 3 - entre colchetes, por causa da carga negativa dele.

E agora a gente vai contar os elétrons que apareceram na estrutura, não esquecendo que cada tracinho são dois elétrons.

Para o H 2 O temos 8 elétrons; P C l 3 com 26 elétrons; O 3 com 20 elétrons; C O 2 também com 20; I 3 - também com 20 elétrons; e X e F 4