Uma ligação covalente, como já sabemos, é definida como uma ligação na qual um par de elétrons é compartilhado pelos dois átomos que participam da ligação.
Usa-se, muito comumente, uma representação esquemática de uma molécula e suas ligações. Essa representação é conhecida como Estruturas de Lewis.
Aqui se busca identificar quantos são os elétrons que estão na camada mais externa, ou seja, na camada de valência. Isso deve ser feito pois são justamente esses elétrons é que podem participar de ligações químicas covalentes.
Durante essa representação é possível identificar diferentes tipos de elétrons:
à Pares de elétrons Compartilhados – PC – (que participam de uma ligação química) –
à Pares de elétrons Isolados – PI – (que permanecem livres)
Para que se possa identificar uma molécula através de sua estrutura de Lewis é fundamental seguir os seguintes passos:
1o – Fazer a distribuição eletrônica dos elementos;
2o – Identificar o número de elétrons de valência;
3o – Estabelecer o átomo central (sempre o menos eletronegativo) e os periféricos;
4° - Unir o átomo central aos periféricos por ligação simples;
5° - Completar o octeto dos periféricos e, caso sobre elétrons, colocar sobre o átomo central.
Exemplo 1: Molécula de CO2
6C è 1s2 2s2 2p2 à 4 elétrons de valência
8O è 1s2 2s2 2p4 à 6 elétrons de valência
Cada um dos átomos assume configuração eletrônica de gás nobre, a fim de minimizar sua energia, e apresenta também uma geometria linear, visto que os únicos pares de elétrons que estão em torno do átomo central (o carbono) estão participando de ligações com dois outros átomos (de oxigênio). Desta forma é necessário alocar duas posições em torno do átomo central. A maneira mais favorável é mantendo as ligações as mais distantes possíveis uma da outra, visto que os elétrons que participam das ligações com o primeiro e o segundo átomos de oxigênio se repelem mutuamente, pois apresentam a mesma carga elétrica. Assim, a disposição geométrica mais favorável será aquela em que haja a menor força de repulsão entre os pares de elétrons compartilhados. Isso ocorre em um ângulo de 180o.
à Para alocar duas posições em torno do átomo central a melhor geometria é a LINEAR
Exemplo 2: Molécula de BF3
5B è 1s2 2s2 2p1 à 3 elétrons de valência
9F è 1s2 2s2 2p5 à 7 elétrons de valência
Neste caso foram necessárias três posições em torno do átomo central para alocar as três ligações do boro com cada um dos átomos de flúor. A geometria que garante o maior afastamento possível entre estes três pares compartilhados é a trigonal plana, com ângulos de 120o entre eles. Neste caso o Boro não atinge a configuração de um gás nobre com 8 elétrons na sua camada de valência, desta forma, esta molécula é bastante reativa, pois visa estabelecer algum tipo de ligação que possa lhe conferir uma situação energética mais favorável.
à Para alocar três posições em torno do átomo central a melhor geometria é a TRIGONAL PLANA.
Exemplo 3: Molécula de CCl4
6C è 1s2 2s2 2p2 à 4 elétrons de valência
17Cl è 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 à 7 elétrons de valência
Essa molécula apresenta a geometria que consegue manter, simultaneamente, quatro pares de elétrons compartilhados afastados o máximo possível. Este afastamento apresenta um ângulo de 109,5o entre todas as ligações.
Apesar da visualização desta geometria ser um pouco difícil, ela é extremamente importante dentro da Química, pois ela está presente nas mais variadas substâncias, mas principalmente em compostos orgânicos.
A seguir serão apresentadas outras representações desta mesma geometria a fim de que haja uma melhor assimilação quanto à sua forma.
à Para alocar quatro posições em torno do átomo central a melhor geometria é a TETRAÉDRICA
Exemplo 4: PCl5
15P è 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 à 5 elétrons de valência
17Cl è 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 à 7 elétrons de valência
Nesta molécula notamos uma característica peculiar. Aqui os ângulos encontrados entre as ligações não são todos iguais, assim uma ligação numa posição axial deve possuir uma reatividade diferente de outra ligação que se encontre em posição equatorial, visto que os ângulos formados numa ou outra posição são diferentes.
Neste exemplo ainda podemos ressaltar uma outra informação importante. Aqui o átomo de Fósforo (P), detém em torno de si 5 pares de elétrons (compartilhados), ou seja, 10 elétrons. Isso contradiz a chamada regra do octeto? Não! A regra do octeto estabelece que um elemento químico atinge sua configuração estável com 8 elétrons em sua camada de valência e que esse número não pode ser alterado para valores maiores do que este. Isso é verdade apenas para os elementos químicos que estejam no segundo período da tabela periódica, visto que um átomo que neste nível, possui apenas orbitais do tipo s e p, o que lhe confere a capacidade máxima de alocar 8 elétrons.
A partir de níveis superiores ao segundo, passa a existir outros tipos de orbitais, d, f, etc., que estando vazios podem alocar outros pares de elétrons. Obviamente que nestes casos a configuração eletrônica do elemento não será mais igual a de um gás nobre, por isso dizemos que esse átomo apresenta uma expansão em sua valência, ou que ele tem uma valência expandida. Essa explicação fica clara desde que não esqueçamos que um orbital existe, mesmo que não haja nenhum elétron nele, desta forma lembre-se: UM ORBITAL NÃO DEIXARÁ DE EXISTIR SÓ PORQUE ESTÁ VAZIO.
à Para alocar cinco posições em torno do átomo central a melhor geometria é a BIPIRÂMIDE TRIGONAL.
Exemplo 5: SF6
16S è 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 à 6 elétrons de valência
9F è 1s2 2s2 2p5 à 7 elétrons de valência
Nesta molécula observa-se que o enxofre (S) também apresenta valência expandida (12 elétrons), o que é perfeitamente aceitável, visto que este elemento encontra-se no 3o período e portanto dispõe de orbitais do tipo d que se encontram vazios para acomodar os elétrons das ligações.
Um ponto importante a se salientar é o nome dado a essa geometria (octaédrico). Este termo não se refere aos vértices da figura (pontas) mas às faces que essa figura apresenta. Se olharmos cuidadosamente, poderemos contar 8 faces (lados) para a figura geométrica apresentada como um “balão junino”, assim o termo octaédrico faz referência aos lados da figura não aos seus vértices, porém o interesse que os químicos têm nesta geometria restringe-se aos 6 vértices dessa figura.
Fonte: www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br