LIGAÇÃO QUÍMICA: CARACTERÍSTICAS, COMO SÃO FORMADAS, TIPOS - QUÍMICA - 2025

A ligação química é a força que consegue manter unidos os átomos que constituem 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 os átomos nos gases são diferentes, por exemplo, dos metais.

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

Fonte: Por Ymwang42 (conversa).Ymwang42 em en.wikipedia, do 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 terem ligações iônicas (ΔE alto), e muitos dos compostos orgânicos, como a vitamina B ₁₂ (imagem superior), têm ligações covalentes (ΔE baixo).

Na estrutura molecular superior, cada uma das linhas representa uma ligação covalente. As cunhas indicam que o link emerge do plano (em direção ao leitor), e os sublinhados atrás do plano (para longe do leitor). Observe que há 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 nuvens e núcleos de elétrons e a atração exercida por um núcleo sobre os elétrons do átomo vizinho.

Definição da ligação química

Muitos autores deram definições de ligação química. De todos eles, o mais importante foi o do físico-químico 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 contribuir com um único elétron, então a ligação simples A: B ou A - B se formará entre eles.

Antes da formação da ligação, A e B são separados por uma distância indefinida, mas na ligação agora há uma força que os mantém juntos no composto diatômico AB e uma distância de ligação (ou comprimento).

Caracteristicas

Fonte: Gabriel Bolívar

Quais são as características dessa força que mantém os átomos juntos? Estes dependem 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 vínculo requer energia para ser quebrado. Essa quantidade de energia pode ser expressa em unidades de kJ / mol ou cal / mol. Assim que energia suficiente for aplicada ao composto AB (por calor, por exemplo), ele se dissociará nos átomos A · e · B originais.

Quanto mais estável a ligação, mais energia é necessária para separar os átomos ligados.

Por outro lado, se a ligação no composto AB fosse iônica, A ⁺ B ^-, então seria uma força não direcional. Por quê? Como A ⁺ exerce uma força atrativa sobre B ^- (e vice-versa), isso depende mais da distância que separa os dois íons no espaço do que de sua localização relativa.

Este campo de atração e repulsão reúne outros íons para formar o que é conhecido como estrutura de cristal (imagem superior: o cátion A ⁺ está rodeado por quatro ânions B ^- e estes são rodeados por quatro cátions A ⁺ e assim por diante).

Como as ligações químicas são formadas?

Compostos homonucleares AA

Fonte: Gabriel Bolívar

Para que um par de elétrons forme uma ligação, há muitas coisas que devem ser consideradas primeiro. Os núcleos, digamos os de A, têm prótons e, portanto, são positivos. Quando dois átomos A estão muito distantes, isto é, a uma grande distância internuclear (imagem superior), eles não sentem nenhuma atração.

Conforme os dois átomos A se aproximam de seus núcleos, eles atraem a nuvem de elétrons do átomo vizinho (o círculo roxo). Esta é a força de atração (A no círculo roxo vizinho). Porém, os dois núcleos de A se repelem porque são positivos, e essa força aumenta a energia potencial da ligação (eixo vertical).

Existe uma distância internuclear em que a energia potencial atinge um mínimo; isto é, ambas as forças atrativa e repulsiva (os dois átomos A na parte inferior da imagem) são equilibradas.

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

Portanto, para o vínculo se formar, deve haver uma distância internuclear energeticamente adequada; 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, um de A e o outro de B fossem unidos? Nesse caso, o gráfico superior mudaria porque um dos átomos teria mais prótons que o outro, e as nuvens de elétrons teriam tamanhos diferentes.

Como a ligação A - B é formada na distância internuclear apropriada, o par de elétrons será encontrado principalmente nas proximidades do átomo mais eletronegativo. Esse é o caso de todos os compostos químicos heteronucleares, que constituem a grande maioria dos que são conhecidos (e serão conhecidos).

Embora não mencionadas em profundidade, existem inúmeras variáveis ​​que influenciam diretamente 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 de ligações químicas

Os links possuem uma série de características que os distinguem uns dos outros. Vários deles podem ser enquadrados em três classificações principais: covalente, iônico ou metálico.

Embora existam compostos cujas ligações pertencem 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 possuem algum caráter iônico em suas ligações.

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

-Ligação covalente

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

De acordo com a teoria orbital molecular (TOM), se a sobreposição dos orbitais for frontal, uma ligação sigma σ será formada (que também é chamada de ligação simples ou simples). Já se os orbitais forem formados por sobreposições laterais e perpendiculares em relação ao eixo internuclear, teremos as ligações π (duplas e triplas):

Fonte: Gabriel Bolívar

Link simples

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

Por exemplo, a ligação simples na molécula de hidrogênio pode girar em torno do eixo internuclear (H - H). Da mesma forma, uma hipotética molécula CA-AB pode.

Os links 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 estericamente impedida (porque C e B colidiriam).

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

Link duplo

A ligação dupla requer que os átomos sejam (geralmente) hibridizados com sp ². A ligação p pura, perpendicular aos três orbitais híbridos sp ², forma a ligação dupla, que é mostrada como uma folha acinzentada.

Observe que a ligação simples (cilindro verde) e a ligação dupla (folha cinza) coexistem ao mesmo tempo. No entanto, ao contrário das ligações simples, as ligações duplas não têm a mesma liberdade de rotação em torno do eixo internuclear. Isso ocorre porque, para girar, o elo (ou a folha) deve quebrar; processo que precisa de energia.

Além disso, a ligação A = B é mais reativa do que A - B. Seu comprimento é mais curto e os átomos A e B estão a uma distância internuclear mais curta; portanto, há maior repulsão entre os dois núcleos. Romper as ligações simples e duplas requer mais energia do que a necessária para separar os átomos na molécula A - B.

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

Vínculo triplo

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

Normalmente, a hibridização química dos átomos de A e B deve ser sp: dois orbitais sp separados 180º e dois orbitais p puros perpendiculares ao primeiro. Observe que uma ligação tripla se parece com uma pá, mas sem potência rotacional. Esta ligação pode ser representada simplesmente como A≡B (N≡N, molécula de nitrogênio N ₂).

De todas as ligações covalentes, esta 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 dramaticamente.

Seis elétrons participam de ligações triplas; em duplas, quatro elétrons; e no simples ou simples, dois.

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

Ligação não polar

Uma ligação covalente consiste em um compartilhamento igual 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 de atrair a densidade de elétrons de seus arredores para um composto.

As ligações não polares são caracterizadas por uma diferença de eletronegatividade nula (ΔE≈0). Isso ocorre em duas situações: em um composto homonuclear (A ₂), ou se os ambientes químicos em ambos os lados da ligação forem equivalentes (H ₃ C - CH ₃, molécula de 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)

Ligações polares

Quando há uma diferença marcante na eletronegatividade ΔE entre os dois átomos, um momento de dipolo é formado ao longo do eixo da ligação: A ^{δ +} –B ^δ-. No caso do composto heteronuclear AB, B é o átomo mais eletronegativo e, portanto, possui maior densidade de elétrons δ-; enquanto A, o menos eletronegativo, tem uma deficiência de carga δ +.

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

A água possui duas ligações covalentes polares, H - O - H, e sua geometria molecular é angular, o que aumenta seu momento de dipolo. Se sua geometria fosse linear, os oceanos evaporariam e a água teria um ponto de ebulição inferior.

O fato de um composto ter ligações polares não significa que seja polar. Por exemplo, o tetracloreto de carbono, CCl ₄, possui quatro ligações polares C - Cl, mas devido ao seu arranjo tetraédrico, o momento de dipolo acaba sendo anulado vetorialmente.

Links dativos ou de coordenação

Quando um átomo abre mão de um par de elétrons para formar uma ligação covalente com outro átomo, então falamos de uma ligação dativa ou de coordenação. Por exemplo, tendo B: o par de elétrons disponível e A (ou A ⁺), uma vaga eletrônica, a ligação B: A é formada.

Na estrutura da vitamina B _12, os cinco átomos de nitrogênio estão ligados ao centro metálico do Co por meio desse tipo de ligação covalente. Esses nitrogênios cedem seu par de elétrons livres ao cátion Co ³⁺, o metal coordenando-se 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 ⁺

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

Da mesma forma, a molécula de água pode ser protonada para se tornar o cátion hidrônio (ou oxônio):

H ₂ O + H ⁺ => H ₃ O ⁺

Ao contrário do cátion amônio, o hidrônio ainda tem um par livre de elétrons (H ₃ O: ⁺); entretanto, é muito difícil para ele aceitar outro próton para formar a dicação instável de hidrônio, H ₄ O ²⁺.

-Ligação iônica

Fonte: Pixabay

Na foto está uma colina branca de sal. Os sais são caracterizados por possuírem estruturas cristalinas, ou seja, simétricas e ordenadas; altos pontos de fusão e ebulição, altas condutividades elétricas ao derreter ou dissolver, e também, seus íons são fortemente ligados por interações eletrostáticas.

Essas interações constituem o que é conhecido como ligação iônica. Na segunda imagem, um cátion A ⁺ cercado por quatro ânions B ^- foi mostrado, mas esta é uma representação 2D. Em três dimensões, A ⁺ deve ter outros ânions B ^{- na} frente e atrás do plano, formando várias estruturas.

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

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

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 do que o sódio metálico, que também se caracteriza por ceder facilmente seus elétrons. Quando esses elementos se encontram, eles reagem exotermicamente para produzir sal de cozinha:

2Na (s) + Cl ₂ (g) => 2NaCl (s)

Dois átomos de sódio cedem seu único elétron de valência (Na ·) à molécula diatômica de Cl ₂, formando assim ânions Cl ^-.

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

Ligação metálica

Fonte: Pixnio

O último tipo de ligação química é metálico. Isso pode ser encontrado em qualquer peça de metal ou liga. Caracteriza-se por ser especial e diferente das demais, pelo fato de os elétrons não passarem de um átomo a outro, mas viajar, como um mar, através do cristal dos metais.

Assim, átomos metálicos, para dizer cobre, misturam seus orbitais de valência uns com os outros para formar bandas de condução; através do qual os elétrons (s, p, dof) passam ao redor dos átomos e os mantêm firmemente unidos.

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

A força que une os átomos dos metais, como os que constituem o homenzinho da imagem e seu laptop, é maior do que a dos sais.

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

Exemplos de links

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

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

-Sódio, Na: metálico.

-Fluorina, F ₂ (F - F): covalente apolar, devido ao fato de haver um ΔE nulo entre os dois átomos por serem idênticos.

-Fluoreto de hidrogênio, HF (H - F): polar covalente, já que 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 a dos aglomerados metálicos, todos esses tipos de links podem até coexistir.

A matéria oferece em todas as suas manifestações exemplos de ligações químicas. Desde a pedra no fundo de um lago e a água que o rodeia, aos sapos que coaxam nas suas margens.

Embora as ligações possam ser 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 incalculável número de consequências que a ausência da ligação química desencadearia destaca sua enorme importância na natureza:

-Sem ela não existiriam cores, pois seus elétrons não absorveriam a radiação eletromagnética. As partículas de poeira e gelo presentes na atmosfera desapareceriam e, portanto, a cor azul do céu escureceria.

- O carbono não poderia formar suas cadeias infinitas, das quais derivam bilhões de compostos orgânicos e biológicos.

- As proteínas nem mesmo podiam ser definidas em seus aminoácidos constituintes. Os açúcares e as gorduras desapareceriam, assim como quaisquer compostos carbonosos nos organismos vivos.

-A Terra não teria atmosfera, pois na ausência de ligações químicas em seus gases, não haveria força para mantê-los unidos. Nem haveria a menor interação intermolecular entre eles.

-As montanhas podem desaparecer, porque suas rochas e minerais, embora pesados, não poderiam conter seus átomos acondicionados em suas estruturas cristalinas ou amorfas.

-O mundo seria feito de átomos solitários incapazes de formar substâncias sólidas ou líquidas. Isso também resultaria no desaparecimento de todas as transformações da matéria; ou seja, não haveria reação química. Apenas gases passageiros por toda parte.

Referências

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2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning, p 233, 251, 278, 279.
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