Um olhar de perto
Libração química: em resumo
Você tem um ligação química Quando uma força eletrostática contém mais átomos numa espécie química (ligações fortes ou primárias ou intramoleculares) ou múltiplas moléculas numa substância condensada (ligas fracas ou secundárias ou intermoleculares).
As ligações químicas "fortes" têm um maior conteúdo energético e são mais difíceis de quebrar, enquanto as ligações "mais fracas" têm menos conteúdo energético e são mais fáceis de quebrar. Daqui vem que as moléculas que têm ligações químicas mais fracas são mais instáveis.[1] Além disso, quanto mais uma ligação é forte, menos o comprimento da ligação, sendo a força que mantém juntos os átomos maiores.[2]
Natureza eletrostática da ligação química
A natureza da ligação química pode ser explicada pela observação das forças coulombianas interagindo entre moléculas. Por exemplo, tomamos a forma de um cátion: é composto por dois núcleos H...Explora o capítulo
A natureza da ligação química pode ser explicada pela observação das forças coulombianas interagindo entre moléculas. Por exemplo, nós tomamos a estação 
Ligas Primárias
Obrigação covalente · Ligação covalente pura · Ligação covalente polarExplora o capítulo
| Comprimento típico de ligação e energia de ligação[3] | ||
| Saindo | Comprimento (tarde) |
Energia (kJ/mol) |
|---|---|---|
| H — Hidrogénio | ||
| H | 74 | 436 |
| H–O | 96 | 366 |
| H–F | 92 | 568 |
| H–Cl | 127 | 432 |
| C — Carbono | ||
| C–H | 109 | 413 |
| C–C | 154 | 348 |
| C=C | 134 | 614 |
| C.C. | 120 | 839 |
| C–N | 147 | 308 |
| C–O | 143 | 360 |
| C–F | 134 | 488 |
| C–Cl | 177 | 330 |
| N — Azoto | ||
| N–H | 101 | 391 |
| N–N | 145 | 170 |
| Não. | 110 | 945 |
| O — Oxigénio | ||
| O | 148 | 145 |
| O | 121 | 498 |
| F, Cl, Br, I — Halogen | ||
| F–F | 142 | 158 |
| Cl-Cl | 199 | 243 |
| Br–H | 141 | 366 |
| Br-Br | 228 | 193 |
| I–H | 161 | 298 |
| I–I | 267 | 151 |
As ligações químicas primárias são forças que mantêm juntos átomos formando moléculas. Uma ligação primária é realizada pela partilha ou transferência de electrões entre átomos e atração eletrostática entre prótons e electrões. Essas ligações geram a transferência de um número inteiro de elétrons, chamado ordem de ligação, embora em alguns sistemas haja quantidades intermediárias de carga, como no benzeno, onde a ordem de ligação é 1,5 para cada átomo de carbono. Os laços primários são geralmente classificados em três classes, por ordem de polaridade crescente:
Obrigação covalente
A ligação covalente é a ligação entre dois átomos pertencentes a não-metais (igual ou tendo uma diferença de eletronegatividade - escala de Pauling - entre 0 e 1,7) que unem um par de elétrons (chamados "pares de ligação") em um orbital externo que abraça ambos os átomos. A ligação covalente é representada por um hífen que conecta os dois átomos relacionados.
Ligação covalente pura
Uma ligação covalente pura (ou apolar) é uma ligação covalente que não necessariamente estabelece entre dois átomos pertencentes ao mesmo elemento.
Uma ligação covalente pura (ou homopolar ou apolar) é quando a diferença na eletronegatividade entre dois átomos é menor ou igual a 0,4.
Como a nuvem eletrônica se distribui de forma simétrica, a ligação não é polarizada.
As ligações covalentes formadas entre dois átomos que compartilham dois pares de elétrons tomam o nome de "dupla ligação". As ligações covalentes formadas entre dois átomos que compartilham três pares de elétrons tomam o nome de "ligação tripla".
Para verificar o número de ligações covalentes formadas entre dois átomos, é preciso saber o valor do átomo dos elementos considerados e depois de ter feito isso descobrir quantos elétrons faltam para serem estáveis (regulação do octeto).
Por exemplo: N=azoto V grupo = 5 elétrons de valência (+ 3 elétrons para completar o octeto)
As ligações entre dois átomos de azoto são uma ligação tripla.
Ligação covalente polar
A ligação covalente polar é estabelecida entre dois átomos com diferença eletronegativa entre 0,4 e 1,7. Neste caso, os elétrons envolvidos na ligação serão mais atraídos pelo átomo mais eletronegativo, a ligação será polarizada eletricamente, ou seja, cada um dos átomos envolvidos na ligação irá apresentar uma carga parcial.
Quando uma molécula é mantida coesa por si só ligações covalentes puras ou tem uma simetria como para cancelar reciprocamente as polaridades de suas ligações covalentes será completamente apolar. Em vez disso, uma molécula que consiste em dois átomos ligados entre si por uma ligação covalente polar é polar (ou dipolo elétrico); isso geralmente não significa que a molécula tenha uma carga elétrica porque na sua totalidade ela é eletricamente neutra. A estrutura polar de uma molécula pode ser facilmente prevista se for biatmica.
Obrigações de coordenação ou dativas
É um tipo particular de ligação covalente chamada "dativa", uma vez que os dois elétrons envolvidos na ligação vêm de apenas um dos dois átomos.
O átomo que "dá" ao laço é o seu "par de solo", ou seja. ambos os elétrons ligados presentes em um orbital são chamados de "dador". O outro, que fornece um orbital externo vazio (ou seja, um orbital exterior vazio). dois lugares vazios que podem ser ocupados por dois elétrons) ou reorganiza sua configuração eletrônica para acomodar o par de elétrons (i.e. mover dois elétrons presentes em um orbital ímpar em outro orbital irregular, efetivamente libertando um orbital) é chamado de "adoção".
A ligação dativa pode ser representada com uma seta, do doador ao aceitante, ou mais inadequadamente pode ser indicada com um hífen duplo.
Ligas deslocalizadas e ligações metálicas
Algumas ligações covalentes, chamadas "deslocalizadas", podem ligar-se simultaneamente a três ou mais átomos, como nos furos e compostos aromáticos.
Obrigação metálica
A forma mais extrema de deslocalização da ligação covalente está na ligação metálica. De acordo com este modelo, um metal pode ser representado como um retículo cristalino de íons positivos mantidos juntos por uma nuvem de elétrons compartilhados estendidos a toda a rede (sea di Fermi); sendo tais elétrons não ligados a nenhum átomo particular, eles são extremamente móveis; tal mobilidade é responsável pela alta condutividade elétrica dos metais.
Lâmina jónica
A ligação iônica é uma ligação entre íons com uma carga de sinal oposta. Estes iões são formados por átomos com diferença eletronegativa (ΔE)Não) superior ao limite convencional de 1,7 - 1,9: nestas condições, o átomo mais eletronegativo (portanto caracterizado por uma alta energia de ionização e alta afinidade eletrônica, portanto mais exposto a atrair um elétron para si) priva o outro átomo menos eletronegativo (caracterizado por uma baixa energia de ionização e uma afinidade eletrônica quase ausente, portanto com menor possibilidade de atrair um elétron para si) de um elétron; o primeiro átomo torna-se um íon com carga negativa (íon negativo), o segundo um íon com carga positiva (íon positivo).
Esta ligação é de natureza puramente eletrostática; o arranjo de átomos no espaço não tem a direcionalidade da ligação covalente: o campo elétrico gerado por cada íon se espalha simétricamente pelo espaço ao seu redor.
O ΔENão é em relação ao grau de polaridade de um composto, isto significa que quanto maior o ΔENão, maior será o grau de polaridade. Segue-se que a polaridade nos compostos iônicos é muito alta à medida que um ou mais elétrons são transferidos para o átomo mais eletronegativo.
É o tipo mais simples de ligação química, tanto do ponto de vista conceitual como da descrição analítica, sendo interpretável de acordo com as leis clássicas da eletrostática.
Tais links quebram durante o processo de solvação.
Títulos secundários
Dipolos moleculares podem causar forças de atração intermoleculares.Explora o capítulo
Dipolos moleculares podem causar forças de atração intermoleculares.
Os laços intermoleculares são essencialmente constituídos pela atração mútua entre dipolos estáticos - é o caso de moléculas polares - ou entre dipolies e iões - é o caso, por exemplo, de um Sale que derrete em água.
No caso de gases nobres ou compostos formados por moléculas apolares, a liquefare é explicada pela formação aleatória de um dipolo temporário quando os elétrons são aleatoriamente concentrados em um lado da molécula; este dipolo causa um desequilíbrio na carga elétrica (o chamado "dipolo induzido") em moléculas próximas a eles, o que gera atração recíproca e provoca a condensação do gás. A ligação é então produzida por essas forças particulares de atração chamadas "forças de dispersão ou Van der Waals".
Um caso particular de ligação intermolecular, que também pode ser intramolecular quando a geometria da molécula o permite, é a ligação do hidrogênio.
Um átomo de hidrogênio ligado a um átomo de oxigênio (ou flúor), devido à sua polarização positiva e dimensões reduzidas, atrai os átomos de oxigênio (e flúor em um nível mais baixo) perto com uma intensidade relativamente alta.
Essa conexão, embora fraca, é responsável pela conformação espacial de proteínas e ácidos nucleicos, que dependem da atividade biológica dos próprios compostos.
Como uma ordem de magnitude, a extensão das várias forças de ligação pode ser indicada pelo seguinte quadro:
| Tipo de ligação | Força relativa |
|---|---|
| Lâmina jónica | 1000 |
| Interacções dipolares e ligação ao hidrogénio | 10 - 100 |
| Força de Van der Waals | 1 |
Notas
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- ^ A este respeito, um exemplo é dado pela molécula de etileno em comparação com a molécula de ethan. No caso do etileno, os dois átomos de carbono estão ligados por duas ligações: uma ligação σ mais forte e uma ligação π mais fraca. Na molécula de etano, no entanto, os dois átomos de carbono são ligados por uma única ligação σ. Por esta razão, a molécula de etileno é mais instável do que a molécula de etano, pois após o aquecimento ela tem a abertura da ligação π, que é mais fraca.
- ^ De fato, a ligação química atua como uma força atraente, que se opõe a uma força repulsiva (que aumenta em intensidade para diminuir a distância), de modo que a posição recíproca dos átomos é uma posição de equilíbrio dada pela ação conflitante das duas forças. Aprofundar: potencial de Lennard-Jones.
- ^ O comprimento de ligação é expresso em pm e pode ser convertido em dividendos por 100 (1 Å = 100 pm). A energia é expressa em kJ/mol. Dados extraídos de [1] Arquivado em 14 de dezembro de 2007 no Wayback Machine..
Bibliografia
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- Paolo Silvestroni, Fundamentos da química, 10ª ed., CEA, 1996, pp. 38-97, ISBN 88-408-0998-8.
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