Ligação química: características, como são formadas, tipos

A ligação química é a força que consegue manter unidos os átomos que compõem a matéria. Cada tipo de matéria possui uma ligação química característica, que consiste na participação de um ou mais elétrons. Assim, as forças que ligam átomos nos gases são diferentes, por exemplo, dos metais.

Todos os elementos da tabela periódica (com exceção do hélio e gases nobres leves) podem formar ligações químicas entre si. No entanto, sua natureza é modificada dependendo de quais elementos provêm dos elétrons que os formam. Um parâmetro essencial para explicar o tipo de link é a eletronegatividade .

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Fonte: Por Ymwang42 () .Ymwang42 em en.wikipedia [Domínio público], de Wikimedia Commons

A diferença de eletronegatividade (ΔE) entre dois átomos define não apenas o tipo de ligação química, mas também as propriedades físico-químicas do composto. Os sais são caracterizados por ligações iónicas (.DELTA.E elevados), e muitos compostos orgânicos, tais como vitamina B 12 (parte superior), ligações covalentes (.DELTA.E baixos).

Na estrutura molecular superior, cada uma das linhas representa uma ligação covalente. As cunhas indicam que o link emerge do avião (em direção ao leitor) e os sublinhados atrás do avião (longe do leitor). Observe que existem ligações duplas (=) e um átomo de cobalto coordenado com cinco átomos de nitrogênio e uma cadeia lateral R.

Mas por que essas ligações químicas se formam? A resposta está na estabilidade energética dos átomos e elétrons participantes. Essa estabilidade deve equilibrar as repulsões eletrostáticas experimentadas entre as nuvens eletrônicas e os núcleos e a atração exercida por um núcleo nos elétrons do átomo vizinho.

Definição da ligação química

Muitos autores deram definições da ligação química. De todos eles, o mais importante foi o físico GN Lewis, que definiu a ligação química como a participação de um par de elétrons entre dois átomos. Se os átomos A · e · B podem fornecer um único elétron, o único link A: B ou A-B se formará entre eles.

Antes da formação da ligação, A e B são separados por uma distância indefinida, mas, quando ligados, existe agora uma força que os mantém juntos no composto diatômico AB e uma distância (ou comprimento) do elo.

Caracteristicas

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Fonte: Gabriel Bolívar

Que características possui essa força que mantém os átomos unidos? Isso depende mais do tipo de link entre A e B do que de suas estruturas eletrônicas. Por exemplo, o link A – B é direcional. Oque quer dizer? Que a força exercida pela união do par de elétrons pode ser representada em um eixo (como se fosse um cilindro).

Além disso, esse link requer energia para quebrar. Essa quantidade de energia pode ser expressa em unidades de kJ / mol ou cal / mol. Quando energia suficiente é aplicada ao composto AB (por calor, por exemplo), ela se dissocia nos átomos A · e · B originais.

Quanto mais estável a ligação, maior a quantidade de energia necessária para separar os átomos conectados.

Por outro lado, se a ligação no composto AB fosse iônica, A + B , seria uma força não direcional. Porque Porque A + exerce uma força de atração em B (e vice-versa), que depende mais da distância que separa os dois íons no espaço do que de sua localização relativa.

Esse campo de atração e repulsão reúne outros íons para formar o que é conhecido como rede cristalina (imagem superior: o cátion A + está cercado por quatro ânions B , e estes com quatro cátions A + e assim por diante).

Como eles se formam

Compostos homonucleares de AA

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Fonte: Gabriel Bolívar

Para um par de elétrons formar uma ligação, há muitos aspectos que devem ser considerados primeiro. Os núcleos, digamos os de A, têm prótons e, portanto, são positivos. Quando dois átomos de A estão muito distantes, ou seja, a uma grande distância internuclear (imagem superior), eles não experimentam nenhuma atração.

À medida que os dois átomos de A se aproximam, seus núcleos atraem a nuvem eletrônica do átomo vizinho (o círculo roxo). Essa é a força da atração (A sobre o círculo roxo vizinho). No entanto, os dois núcleos de A se repelem por serem positivos, e essa força aumenta a energia potencial da ligação (eixo vertical).

Existe uma distância internuclear na qual a energia potencial atinge um mínimo; isto é, a força da atração e a repulsão são equilibradas (os dois átomos de A na parte inferior da imagem).

Se essa distância diminuir após esse ponto, a ligação fará com que os dois núcleos se repelam muito fortemente, desestabilizando o composto AA.

Portanto, para o vínculo se formar, deve haver uma distância internuclear com eficiência energética; e além disso, os orbitais atômicos devem se sobrepor corretamente para que os elétrons se liguem.

Compostos heteronucleares AB

E se, em vez de dois átomos de A, juntasse um de A e um de B? Nesse caso, o gráfico superior mudaria porque um dos átomos teria mais prótons que o outro e as nuvens eletrônicas teriam tamanhos diferentes.

Quando a ligação A – B é formada na distância internuclear apropriada, o par de elétrons estará principalmente nas proximidades do átomo mais eletronegativo. É o caso de todos os compostos químicos heteronucleares, que constituem a grande maioria daqueles que são conhecidos (e serão conhecidos).

Embora não seja mencionado em profundidade, existem inúmeras variáveis ​​que influenciam diretamente a forma como os átomos se aproximam e as ligações químicas são formadas; alguns são termodinâmicos (a reação é espontânea?), eletrônicos (quão cheios ou vazios são os orbitais dos átomos) e outros cinéticos.

Tipos

Os links apresentam uma série de características que os distinguem. Vários deles podem ser enquadrados em três classificações principais: covalente, iônica ou metálica.

Embora existam compostos cujos links pertençam a um único tipo, muitos na verdade consistem em uma mistura de caracteres de cada um. Esse fato se deve à diferença de eletronegatividade entre os átomos que formam as ligações. Assim, alguns compostos podem ser covalentes, mas eles têm certo caráter iônico em suas ligações.

Da mesma forma, o tipo de ligação, estrutura e massa molecular são fatores-chave que definem as propriedades macroscópicas da matéria (brilho, dureza, solubilidade, ponto de fusão, etc.).

– Link covalente

As ligações covalentes são aquelas que foram explicadas até agora. Neles, dois orbitais (um elétron em cada) devem se sobrepor aos núcleos separados a uma distância internuclear apropriada.

De acordo com a teoria molecular dos orbitais (TOM), se a sobreposição dos orbitais for frontal, será formada uma ligação sigma σ (que também é chamada de ligação simples ou simples). Enquanto se os orbitais são formados por sobreposições laterais e perpendiculares em relação ao eixo internuclear, os elos π (duplos e triplos) serão utilizados:

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Fonte: Gabriel Bolívar

Link único

A ligação σ como pode ser visto na imagem é formada ao longo do eixo internuclear. Embora não seja mostrado, A e B podem ter outras ligações e, portanto, seus próprios ambientes químicos (diferentes partes da estrutura molecular). Esse tipo de elo é caracterizado por sua potência rotacional (cilindro verde) e por ser o mais forte de todos.

Por exemplo, a ligação simples da molécula de hidrogênio pode girar no eixo internuclear (H – H). Da mesma forma, uma molécula hipotética de CA – AB pode fazê-lo.

Os elos C – A, A – A e A – B giram; mas se C ou B são átomos ou um grupo de átomos volumosos, a rotação A – A é estereoquimicamente impedida (porque C e B colidem).

Ligações simples são encontradas em praticamente todas as moléculas. Seus átomos podem ter qualquer hibridação química, desde que a sobreposição de seus orbitais seja frontal. Voltando à estrutura da vitamina B 12 , qualquer linha única (-) indica um único link (por exemplo, os links –CONH 2 ).

Ligação dupla

A ligação dupla requer átomos de ter (geralmente) hibridação sp 2 . A ligação p puro, perpendiculares às três orbitais híbridos sp 2 , formar a dupla ligação, que é mostrada como uma folha cinzenta.

Observe que a ligação simples (cilindro verde) e a ligação dupla (folha acinzentada) coexistem ao mesmo tempo. No entanto, diferentemente dos elos simples, os duplos não têm a mesma liberdade de rotação em torno do eixo internuclear. Isso ocorre porque, para girar, a ligação (ou folha) deve ser quebrada; processo que precisa de energia.

Além disso, a ligação A = B é mais reativa que A – B. Seu comprimento é mais curto e os átomos A e B estão a uma distância internuclear menor; portanto, há maior repulsão entre os dois núcleos. A quebra de ambas as ligações, a única e a dupla, requer mais energia do que o necessário para separar os átomos da molécula A – B.

Na estrutura da vitamina B 12, várias ligações duplas podem ser observadas: C = O, P = O e dentro dos anéis aromáticos.

Ligação tripla

A ligação tripla é ainda mais curta que a ligação dupla e sua rotação é mais prejudicada energeticamente. Nele, duas ligações π perpendiculares entre si (folhas cinza e roxa) são formadas, bem como uma ligação simples.

Normalmente, a hibridação química dos átomos de A e B deve ser sp: dois orbitais sp com espaçamento de 180º e dois orbitais p puros perpendiculares ao primeiro. Observe que uma ligação tripla se assemelha a uma paleta, mas sem potência de rotação. Esta ligação pode ser representado simplesmente como A≡B (N≡N, molécula de azoto N 2 ).

De todas as ligações covalentes, essa é a mais reativa; mas, ao mesmo tempo, aquele que precisa de mais energia para a separação completa de seus átomos (· A: +: B ·). Se a vitamina B 12 tivesse uma ligação tripla em sua estrutura molecular, seu efeito farmacológico mudaria drasticamente.

Nas ligações triplas participam seis elétrons; em duplas, quatro elétrons; e no simples ou simples, dois.

A formação de uma ou mais dessas ligações covalentes depende da disponibilidade eletrônica de átomos; isto é, quantos elétrons seus orbitais precisam para adquirir um octeto de valência.

Link não polar

Uma ligação covalente consiste em um compartilhamento equitativo de um par de elétrons entre dois átomos. Mas isso é estritamente verdadeiro apenas no caso em que ambos os átomos têm eletronegatividades iguais; isto é, a mesma tendência para atrair densidade eletrônica de seu ambiente dentro de um composto.

As ligações não polares são caracterizados por uma diferença nula electronegatividade (ΔE≈0). Isto ocorre em duas situações: um composto homonuclear (A 2 ), ou, se o ambiente químico em ambos os lados da ligação são equivalentes (H 3 C-CH 3 , molécula etano).

Exemplos de ligações não polares são vistos nos seguintes compostos:

-Hidrogênio (H – H)

-Oxigênio (O = O)

-Nitrogênio (N≡N)

-Fluor (F – F)

-Cloro (Cl – Cl)

-Acetileno (HC≡CH)

Links polares

Quando há uma diferença acentuada na eletronegatividade ΔE entre os dois átomos, um momento dipolar é formado ao longo do eixo do link: A δ + –B δ- . No caso do composto heteronuclear AB, B é o átomo mais eletronegativo e, portanto, possui a mais alta densidade de elétrons δ-; enquanto A, o menos eletronegativo, δ + deficiência de carga.

Para que ligações polares ocorram, dois átomos devem ser unidos por diferentes eletronegativos; e assim, formam compostos heteronucleares. A – B se assemelha a um ímã: possui pólo positivo e negativo. Isso permite que ele interaja com outras moléculas usando forças dipolo-dipolo , entre as quais ligações de hidrogênio .

A água tem duas ligações covalentes polares , H – O – H, e sua geometria molecular é angular, o que aumenta seu momento dipolar. Se sua geometria fosse linear, os oceanos evaporariam e a água teria um ponto de ebulição mais baixo.

O fato de um composto ter ligações polares não implica que seja polar . Por exemplo, tetracloreto de carbono, CCl 4 , CCl tem quatro ligações polares, mas o arranjo do mesmo momento dipolar tetraédrico cancelando extremidades vectorialmente.

Links dativos ou de coordenação

Quando um átomo produz um par de elétrons para formar uma ligação covalente com outro átomo, então se fala de uma ligação dativa ou de coordenação. Por exemplo, tendo B: o par de elétrons disponível e A (ou A + ), uma vaga eletrônica, o link B: A é formado.

Na estrutura da vitamina B 12, os cinco átomos de nitrogênio estão ligados ao centro metálico de Co por esse tipo de ligação covalente. Esses nitrogênios entregam seu par de elétrons livres ao cátion Co 3+ , coordenando o metal com eles (Co 3+ : N–)

Outro exemplo pode ser encontrado na protonação de uma molécula de amônia para formar amônia:

H 3 N: + H + => NH 4 +

Note que em ambos os casos, é o átomo de nitrogênio que fornece os elétrons; portanto, a ligação covalente dativa ou de coordenação ocorre quando apenas um átomo contribui com o par de elétrons.

Da mesma forma, a molécula de água pode protonar para se transformar no cátion hidrônio (ou oxônio):

H 2 O + H + => H 3 O +

Ao contrário do cátion de amônio, o hidrônio ainda possui um par de elétrons livres (H 3 O: + ); no entanto, é muito difícil para ele aceitar outro próton para formar a dicção instável de hidrônio, H 4 O 2+ .

-Ion vínculo

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Fonte: Pixabay

A imagem mostra uma colina branca de sal. Os sais são caracterizados por possuir estruturas cristalinas, isto é, simétricas e ordenadas; altos pontos de fusão e ebulição, altas condutividades elétricas ao derreter ou dissolver e, também, seus íons estão fortemente ligados por interações eletrostáticas.

Essas interações compõem o que é conhecido como ligação iônica. Na segunda imagem mostrou um cátion A + cercado por quatro ânions B mas esta é uma representação 2D. Em três dimensões, A + deve ter outros ânions B para frente e atrás do plano, formando várias estruturas.

Assim, A + pode ter seis, oito ou mesmo doze vizinhos. O número de vizinhos ao redor de um íon em um cristal é conhecido como número de coordenação (NC). Para cada NC é associado um tipo de arranjo cristalino, que por sua vez constitui uma fase sólida do sal.

Os cristais simétricos e facetados vistos nos sais são devidos ao equilíbrio estabelecido pelas interações de atração (A + B ) e repulsão (A + A + , B B ) eletrostática.

Treinamento

Mas por que A + e B ou Na + e Cl – não formam ligações covalentes Na-Cl? Porque o átomo de cloro é muito mais eletronegativo que o metal de sódio, que também é caracterizado pela transferência muito fácil de seus elétrons. Quando esses elementos se encontram, eles reagem exotermicamente para produzir sal de mesa:

2Na (s) + Cl 2 (g) => 2NaCl (s)

Dois átomos de sódio dá -se o seu único electrão de valência (Na ·) à molécula diatómica Cl 2 , para formar os aniões Cl .

As interações entre cátions de sódio e ânions de cloreto, embora representem uma ligação mais fraca que as covalentes, são capazes de mantê-los firmemente ligados ao sólido; e esse fato se reflete no alto ponto de fusão do sal (801 ° C).

Ligação metálica

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Fonte: Pixnio

O último dos tipos de ligação química é metálico. Isso pode ser encontrado em qualquer peça de metal ou liga. Caracteriza-se por ser especial e diferente dos outros, porque os elétrons não passam de um átomo para outro, mas viajam, como um mar, o cristal dos metais.

Assim, átomos de metal, nomeadamente cobre, misturam seus orbitais de valência entre si para formar faixas de condução; pelo qual os elétrons (s, p, dof) viajam ao redor dos átomos e os mantêm juntos.

Dependendo do número de elétrons que passam pelo cristal metálico, dos orbitais fornecidos para as bandas e da embalagem de seus átomos, o metal pode ser macio (como metais alcalinos), duro, brilhante ou um bom condutor de eletricidade e calor

A força que une os átomos dos metais, como os que compõem o homenzinho na imagem e em seu laptop, é superior à dos sais.

Isso pode ser comprovado experimentalmente porque os cristais de sal podem ser divididos em várias metades antes de uma força mecânica; enquanto uma peça de metal (composta de cristais muito pequenos) se deforma.

Exemplos

Os quatro compostos a seguir abrangem os tipos de ligações químicas explicadas:

-Fluoreto de sódio, NaF (Na + F ): iônico.

-Sódio, Na: metálico.

-Fluor, F 2 (F – F): covalente não polar, porque existe um ΔE zero entre os dois átomos, porque são idênticos.

-Fluoreto de hidrogênio, HF (H – F): covalente polar, pois neste composto o flúor é mais eletronegativo que o hidrogênio.

Existem compostos, como a vitamina B 12 , que possuem ligações covalentes polares e iônicas (na carga negativa de seu grupo fosfato PO 4 -). Em algumas estruturas complexas, como clusters de metal, todos esses tipos de links podem coexistir.

A matéria oferece em todas as suas manifestações exemplos de ligações químicas. Da pedra no fundo de um lago e da água ao redor, aos sapos que coaxam nas bordas.

Embora os elos sejam simples, o número e o arranjo espacial dos átomos na estrutura molecular abrem caminho para uma rica diversidade de compostos.

Importância da ligação química

Qual é a importância da ligação química? O número incalculável de conseqüências que a ausência da ligação química provocaria destaca sua enorme importância na natureza:

– Sem isso, não haveria cores, porque seus elétrons não absorviam a radiação eletromagnética. As partículas de poeira e gelo presentes na atmosfera desapareceriam e, portanto, a cor azul do céu ficaria escura.

-O carbono não pôde formar suas intermináveis ​​cadeias, das quais bilhões de compostos orgânicos e biológicos são derivados.

-As proteínas nem sequer podem ser definidas em seus aminoácidos constituintes. Os açúcares e gorduras desapareceriam, assim como qualquer composto de carbono nos organismos vivos.

-A Terra ficaria sem atmosfera, porque, na ausência de ligações químicas em seus gases, não haveria força para mantê-los juntos. Tampouco haveria a menor interação intermolecular entre eles.

As montanhas podem desaparecer, porque suas rochas e minerais, embora pesados, não podem conter seus átomos empacotados dentro de suas estruturas cristalinas ou amorfas.

O mundo seria constituído por átomos solitários incapazes de formar substâncias sólidas ou líquidas. Isso também resultaria no desaparecimento de qualquer transformação da matéria; isto é, não haveria reação química. Apenas gases fugazes em toda parte.

Referências

  1. Harry B. Gray (1965). Elétrons e ligação química. WA BENJAMIN, INC. P 36-39.
  2. Whitten, Davis, Peck e Stanley. Química (8a ed.). CENGAGE Learning, p. 233, 251, 278, 279.
  3. Nave R. (2016). Ligação química Recuperado de: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
  4. Tipos de ligação química (3 de outubro de 2006). Retirado de: dwb4.unl.edu
  5. Formação de ligações químicas: O papel dos elétrons. [PDF]. Recuperado de: cod.edu
  6. Fundação CK-12. (sf). Energia e formação de ligações covalentes. Recuperado de: chem.libretexts.org
  7. Quimitube (2012). Ligação covalente coordenada ou dativa. Recuperado de: quimitube.com

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