YUNUS EMRE (1239 1321)

Segundo Lewis, a ligação covalente é formada quando átomos vizinhos compartilham um par de elétrons. Esses elétrons compartilhados são os elétrons de valência; aqueles que estão no orbital mais externo, ou seja, de maior energia.

O compartilhamento de um par de elétrons gera uma ligação simples; o de dois pares de elétrons gera uma ligação dupla; e o compartilhamento de três pares de elétrons gera uma ligação tripla. Mas podem existir pares de elétrons

não compartilhados, chamados de pares não ligantes ou pares isolados, que não influenciam diretamente ligação, mas na forma da molécula e suas propriedades.

Para explicar a formação de várias moléculas, Lewis propôs a regra do octeto, onde cada átomo compartilha elétrons com os átomos vizinhos tendendo a atingir a estabilidade com oito elétrons no orbital mais externo, formando o octeto (valência s2 _p6 _{que é a configuração eletrônica estável dos gases nobres).} A regra do octeto funciona para os elementos que apresentam orbitais s e p.

Para o hidrogênio e o hélio, a tendência é alcançar o dueto, isto é, conseguir dois elétrons no último orbital. O exemplo mais simples de ligação covalente é o da molécula de H2, entre átomos de hidrogênio (H – H). Os átomos de hidrogênio e hélio são uma exceção á regra do octeto, pois preenchem seu nível de valência (orbital 1s) com apenas dois elétrons.

A partir da formação das ligações, pode-se propor uma estrutura para o composto indicando as ligações químicas feitas (os pares de elétrons compartilhados) e os pares de elétrons isolados, chamada de Estrutura de Lewis.

Para que essa estrutura seja construída existem alguns passos a serem seguidos:

1º - Fazer a configuração eletrônica dos átomos da molécula.

Essa configuração eletrônica deve ser feita utilizando o Diagrama popularizado por Pauling, que é representado em ordem crescente de energia, e, em seguida, organizar a configuração eletrônica em ordem de níveis eletrônicos.

2º - Calcular o número de elétrons de valência de cada átomo.

O nível de valência é o último nível da configuração eletrônica, e a soma total dos elétrons desse nível são os elétrons de valência, que são os de maior energia, responsáveis pelas reações químicas que ocorrem na natureza.

Pelo fato de o nível mais externo ser o nível de maior energia, ele é o escolhido para formar as ligações.

3º - Colocar os símbolos dos elementos participantes da molécula e seus elétrons de valência.

4º - Ligar os átomos entre si usando um par de elétrons por ligação, distribuindo-os de forma a ficar cada átomo com oito elétrons (elétrons ligantes + elétrons livres).

5º - Se faltarem elétrons, faz-se ligações duplas ou triplas.

- MODELO DE REPULSÃO DO PAR DE ELÉTRONS NA CAMADA DE VALÊNCIA (RPEV)

A forma como os átomos se organizam no espaço define a geometria de uma molécula. Através desse modelo, podem-se fazer análises quanto á geometria das moléculas, observando a repulsão causada pelos pares de elétrons ligantes e pelos pares de elétrons não ligantes (livres). Ou seja, esse modelo explica as formas das moléculas considerando as repulsões entre os pares eletrônicos do nível de valência do átomo central. Essa repulsão ocorre porque além das cargas elétricas serem de mesmo sinal, dois pares de elétrons estão ocupando o mesmo espaço, formando as nuvens eletrônicas, então elas tendem a ficar o mais distante possível umas das outras.

O tipo da geometria da molécula dependerá do número de pares de elétrons ligantes e não ligantes. A seguir podem-se observar alguns exemplos:

 A molécula de dióxido de carbono (CO2) possui geometria linear, pois os átomos de oxigênio se ligam ao átomo central (carbono) por dois pares de elétrons. Esses átomos de oxigênio ficam em lados opostos, pois o átomo central não possui nenhum par de elétrons não ligante, e cada oxigênio faz o mesmo número de ligações com o carbono (átomo central).

Figura 02 - Estrutura do dióxido de carbono (CO2).

Fonte: Avaliação II da disciplina Arquitetura Atômica e Molecular.

 Na molécula de dióxido de enxofre (SO2) já não acontece o mesmo que acontece na molécula de dióxido de carbono (CO2), pois o átomo central (enxofre), após fazer as ligações com os átomos de oxigênio, ainda fica com um par de elétrons livre, causando repulsão com os pares de elétrons ligantes, fazendo com que a molécula na fique linear

como no caso do CO2.

Figura 03 - Estrutura do dióxido de enxofre (SO2).

Fonte: Avaliação II da disciplina Arquitetura Atômica e Molecular.

 Outro exemplo semelhante é o da molécula da água (H2O). Nesse caso a repulsão será maior, pois o átomo central (oxigênio) fica com 2 pares de elétrons não ligantes.

Figura 04 - Estrutura da água (H2O).

Fonte: Avaliação II da disciplina Arquitetura Atômica e Molecular.

Dessa forma, pode ser observado que a geometria da molécula depende dos pares de elétrons ligantes e não ligantes do átomo central; e quanto maior o número de pares de elétrons não ligantes, maior será a repulsão.

- TEORIA DE LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (TLV)

A Teoria de Ligação de Valência (TLV) surgiu após os trabalhos de Walter Heitler e Fritz London, em 1927, sobre ligações químicas, e estabeleceu que:

 as ligações são formadas somente pelos elétrons da camada de valência;

 para que dois átomos se liguem precisa-se de pelos menos dois elétrons;

 as ligações ocorrem por sobreposição de orbitais atômicos;

ressonante;

 para explicar a geometria molecular, é melhor utilizar combinações lineares dos orbitais atômicos, que são os orbitais híbridos.

Essa teoria foi a primeira teoria quanto-mecânica de ligação desenvolvida, e expressa os conceitos de Lewis em funções de onda. Essa teoria mostra que a ligação é feita pela sobreposição de dois orbitais atômicos que não estão completamente preenchidos; e é aplicada apenas para ligações covalentes.

De acordo com a TLV, ligação covalente ocorre quando os dois átomos se aproximam e um orbital atômico de um átomo se sobrepõe ao orbital atômico do outro átomo. Assim, será formada uma região entre os núcleos onde haverá uma alta densidade de probabilidade de encontrar os elétrons, então, os elétrons passam a ocupar simultaneamente os dois orbitais atômicos, ou seja, o par de elétrons que fará a ligação será compartilhado entre os dois átomos na região onde há a sobreposição dos orbitais.

- TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM)

Essa teoria foi proposta por John Edward Lennard-Jones, em 1929, e afirma que as ligações químicas são formadas pela superposição de orbitais atômicos, formando orbitais moleculares. Assim, quando orbitais atômicos se combinam, eles compartilham uma mesma região do espaço.

Quando a superposição entre os orbitais é positiva (os valores das funções de onda dos orbitais atômicos são ambos positivos ou ambos negativos), os lóbulos envolvidos se unem formando um único lóbulo no orbital molecular; formando o “orbital molecular σ (de ligação)”. Mas se a superposição entre os orbitais é negativa (os sinais das funções de onda são opostos), os lóbulos não se unem formando um plano nodal entre eles, e se forma o “orbital molecular σ* (de antiligação)”. E se ocorrerem mesma de intensidade de superposições positivas e negativas, forma-se o “orbital molecular de não – ligação”.

A energia desses orbitais pode dizer se haverá ou não a formação das ligações, como também algumas propriedades das substâncias formadas. Para isso, utilizam-se os diagramas de energias de orbitais moleculares.

construir os diagramas que representam os níveis de energia dos orbitais que formam as ligações.

Para que haja a formação das moléculas os elétrons devem ocupar o orbital molecular σ e o orbital molecular σ*, de forma que a diminuição de energia quando os elétrons passam pelo orbital molecular σ, e o aumento quando eles passam pelo orbital molecular σ* não sejam iguais fazendo com que se anulem. Pois, havendo diminuição e aumento de energia iguais, não ocorrerá a formação da molécula, pois as energias se anularão.

Construindo o diagrama de energia dos orbitais moleculares, pode-se saber se haverá a formação de energia; basta observar os elétrons que ocupam o orbital molecular σ, e os que ocupam o orbital molecular σ*.

 Ao observar o diagrama de energias dos orbitais moleculares do H2 vemos que os elétrons dos dois átomos de hidrogênio ocupam o orbital molecular de ligação, justificando a formação da molécula de hidrogênio.

Figura 05 - Diagrama de energia da molécula de H2.

Fonte: Material da disciplina Arquitetura Atômica e Molecular.

 Já no exemplo da molécula de hélio, observa-se que não há a formação da molécula, pois os elétrons dos dois átomos de hélio ocupam tanto o orbital molecular de ligação com o de antiligação, e dessa forma, os efeitos se anularão, não ocorrendo a formação da molécula.

Figura 06: Diagrama de energia da molécula de He2.

Fonte: Material da disciplina Arquitetura Atômica e Molecular.