Ligação química

Eletronegatividade 电负性 é a capacidade de um átomo de atrair os elétrons 电子 em uma ligação para si próprio.

Três fatores determinam quão eletronegativo é um átomo:

• carga nuclear 核电荷: mais prótons puxam os elétrons de ligação com mais força.
• raio atômico 原子半径: quanto mais próxima a ligação estiver do núcleo, mais forte é o puxão.
• blindagem 屏蔽 pelas camadas internas e subcamadas: mais elétrons internos enfraquecem o puxão nos elétrons de ligação.

Assim, a eletronegatividade aumenta ao longo de um período (maior carga nuclear, menor raio) e diminui ao longo de um grupo (maior raio, maior blindagem). O flúor é o elemento mais eletronegativo.

Você pode usar a diferença nos valores de eletronegatividade de Pauling 鲍林电负性 para prever o tipo de ligação. Uma grande diferença resulta em uma ligação iônica; uma pequena diferença resulta em uma ligação covalente.

Ligação iônica 离子键 é a atração eletrostática 静电引力 entre íons de cargas opostas — catiões 阳离子 positivos e ânions 阴离子 negativos.

Forma-se quando um metal doa elétrons para um não-metal. Bons exemplos são cloreto de sódio ($\text{NaCl}$), óxido de magnésio ($\text{MgO}$) e fluoreto de cálcio ($\text{CaF}_2$). Os íons se organizam em uma rede 晶格 gigante regular, mantidos juntos pela atração em todas as direções.

Ligação metálica 金属键 é a atração eletrostática entre íons metálicos positivos e um "mar" de elétrons deslocalizados 离域电子.

Os elétrons externos estão livres para se mover por todo o metal. Isso explica por que metais conduzem eletricidade e são resistentes.

Ligação covalente 共价键 é a atração eletrostática entre os núcleos de dois átomos e um par de elétrons compartilhado.

Moléculas simples com ligações covalentes incluem $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{N}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$, $\text{CO}_2$, $\text{NH}_3$, $\text{CH}_4$, $\text{C}_2\text{H}_6$ e $\text{C}_2\text{H}_4$. Uma dupla ligação compartilha dois pares; uma tripla ligação (como em $\text{N}_2$) compartilha três pares.

Átomos do Período 3 e abaixo podem expandir o octeto 扩展八隅体 — manter mais de oito elétrons em sua camada externa. Exemplos são $\text{SO}_2$, $\text{PCl}_5$ e $\text{SF}_6$.

Uma ligação coordenada 配位键 (também chamada de ligação covalente dativa) é uma ligação covalente onde ambos os elétrons compartilhados vêm do mesmo átomo. Por exemplo, quando amônia e cloreto de hidrogênio gasosos se encontram, o par de elétrons soltos no nitrogênio forma uma ligação coordenada com $\text{H}^+$, gerando o íon amônio $\text{NH}_4^+$. Ligações coordenadas também unem as duas metades da molécula $\text{Al}_2\text{Cl}_6$.

Ligações sigma e pi

Ligações covalentes formam-se quando orbitais 轨道 se sobrepõem:

• uma ligação sigma σ键 forma-se pela sobreposição 重叠 direta, ponta-a-ponta, de orbitais entre os dois átomos.
• uma ligação pi π键 forma-se pela sobreposição lateral de dois orbitais p, acima e abaixo da ligação sigma.

Uma ligação simples é uma ligação sigma. Uma ligação dupla (como em $\text{C}_2\text{H}_4$) é uma sigma mais uma pi. Uma ligação tripla (como em $\text{N}_2$ e $\text{HCN}$) é uma sigma mais duas pi.

Hibridização

Hibridização 杂化 mistura orbitais da mesma camada para formar novos orbitais iguais para a ligação:

• $\text{sp}$: dois orbitais iguais, usados em uma molécula linear.
• $\text{sp}^2$: três orbitais iguais, usados em uma molécula plana como $\text{C}_2\text{H}_4$.
• $\text{sp}^3$: quatro orbitais iguais, usados em $\text{CH}_4$.

Energia e comprimento de ligação

• energia de ligação 键能 é a energia necessária para quebrar um mol de uma ligação covalente específica no estado gasoso.
• comprimento de ligação 键长 é a distância entre os centros dos dois átomos ligados.

Uma ligação mais curta geralmente é mais forte (maior energia de ligação). Ligações triplas são mais curtas e fortes que ligações duplas, que são mais curtas e fortes que ligações simples. Ligações mais fortes tornam uma molécula mais difícil de reagir.

Para determinar uma forma, use a teoria VSEPR 价层电子对互斥理论: os pares de elétrons ao redor do átomo central se empurram o máximo possível, porque cargas iguais se repelem.

Um par solitário 孤对电子 (não envolvido em uma ligação) empurra com mais força do que um par de ligação 成键电子对. Cada par solitário comprime o ângulo de ligação 键角 em aproximadamente $2.5°$.

$\text{NH}_3$ tem um par solitário e $\text{H}_2\text{O}$ tem dois, é por isso que seus ângulos caem abaixo da $109.5°$ de $\text{CH}_4$. Você pode prever as formas de moléculas e íons semelhantes da mesma forma.

Exemplo resolvido. Preveja a forma e o ângulo de ligação de $\text{NH}_3$ e de $\text{H}_2\text{O}$. O nitrogênio tem 5 elétrons na camada externa e forma 3 ligações, deixando 3 pares de ligação e 1 par solitário - quatro pares no total, então eles partem da geometria tetraédrica $109.5°$. O par solitário repele com mais força e comprime o ângulo em cerca de $2.5°$, resultando em uma forma piramidal em aproximadamente $107°$. O oxigênio forma 2 ligações e mantém 2 pares solitários: ainda quatro pares, mas agora duas compressões, então a forma é angulada em aproximadamente $104.5°$. Conte todos os pares para fixar a geometria básica, subtraia $2.5°$ para cada par solitário, e nomeie a forma pelos átomos - $\text{NH}_3$ tem quatro pares, mas é piramidal, não tetraédrica.

Forças intermoleculares 分子间作用力 são as forças entre moléculas 分子. Elas são muito mais fracas que as ligações iônicas, covalentes e metálicas dentro das substâncias.

Polaridade da ligação e dipolos

Quando dois átomos com diferentes eletronegatividades compartilham uma ligação, os elétrons ficam mais próximos do átomo mais eletronegativo. A ligação então possui uma polaridade 极性: uma extremidade é ligeiramente negativa ($\delta-$) e a outra ligeiramente positiva ($\delta+$). Essa separação de carga é um dipolo 偶极.

Se os dipolos em uma molécula não se cancelarem, toda a molécula terá um momento dipolar 偶极矩 e será polar. Se se cancelarem por simetria (como em $\text{CO}_2$), a molécula é apolar.

Forças de Van der Waals

Forças de Van der Waals 范德华力 é o nome geral para todas as forças intermoleculares. Existem dois tipos principais.

O primeiro tipo é a força de dipolo instantâneo-dipolo induzido, também chamada de força de dispersão de London 伦敦色散力. Elétrons em movimento criam um dipolo instantâneo 瞬时偶极 breve, que então cria um dipolo induzido 诱导偶极 correspondente em uma molécula próxima. Essas forças atuam entre todas as moléculas e ficam mais fortes quando há mais elétrons.

O segundo tipo é a força de dipolo permanente-dipolo permanente. Ela atua entre moléculas que são sempre polares, pois cada uma possui um dipolo permanente 永久偶极.

Ligação de hidrogênio

Ligação de hidrogênio 氢键 é um caso especial forte de forças de dipolo permanente. Ela ocorre quando o hidrogênio está ligado a um átomo muito eletronegativo — nitrogênio, oxigênio ou flúor — e é atraído por um par solitário em um átomo de N, O ou F de uma vizinha. Procure grupos N–H e O–H, como na amônia e na água.

A ligação de hidrogênio explica o comportamento estranho da água:

• seu alto ponto de fusão e ponto de ebulição 沸点, porque muitas ligações de hidrogênio devem ser quebradas.
• sua alta tensão superficial 表面张力.
• o gelo é menos denso que a água líquida, porque as ligações de hidrogênio mantêm as moléculas em uma estrutura aberta e expandida, fazendo com que o gelo flutue.

Um diagrama de pontos e cruzes 点叉图 mostra os elétrons externos de cada átomo, usando pontos para um átomo e cruzes para o outro. Isso deixa claro de onde veio cada elétron de ligação. Você pode desenhá-los para ligações iônicas, covalentes e coordenadas, incluindo moléculas com octeto expandido ou número ímpar de elétrons.

• Para formas, conte os pares de ligação e solitários, nomeie a forma, depois dê o ângulo de ligação exato (ex. $\text{NH}_3$: piramidal, $107^\circ$) — cada par solitário reduz o ângulo em cerca de $2.5^\circ$.
• Uma ligação dativa (coordenada) tem ambos os elétrons de um único átomo (ex. $\text{NH}_4^+$, $\text{H}_3\text{O}^+$); desenhe a seta a partir do par solitário.
• Nomeie a força intermolecular precisamente: ligação de hidrogênio requer H ligado a N, O ou F; caso contrário, é dipolo permanente ou dipolo induzido (Van der Waals). Nunca chame as forças de Van der Waals de "ligações".
• Explique uma propriedade física declarando quais forças são quebradas, não apenas "ligações fortes".