7: Ligação química e geometria molecular
- Page ID
- 198677
\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)\(\newcommand{\AA}{\unicode[.8,0]{x212B}}\)
Uma ligação química é uma atração entre átomos que permite a formação de substâncias químicas que contêm dois ou mais átomos. A ligação é causada pela força eletrostática de atração entre cargas opostas, seja entre elétrons e núcleos, ou como resultado de uma atração dipolar. Todas as ligações podem ser explicadas pela teoria quântica, mas, na prática, as regras de simplificação permitem que os químicos prevejam a força, a direcionalidade e a polaridade das ligações. A regra do octeto e a teoria VSEPR são dois exemplos. Teorias mais sofisticadas são a teoria da ligação de valência, que inclui hibridização e ressonância orbitais, e a combinação linear do método orbital molecular de orbitais atômicos. A eletrostática é usada para descrever as polaridades das ligações e os efeitos que elas têm sobre substâncias químicas.
- 7.1: Introdução
- Há muito se sabe que o carbono puro ocorre em diferentes formas (alótropos), incluindo grafite e diamantes. Mas foi somente em 1985 que uma nova forma de carbono foi reconhecida: buckminsterfullereno, comumente conhecido como “buckyball”. Evidências experimentais revelaram a fórmula, C60, e então os cientistas determinaram como 60 átomos de carbono poderiam formar uma molécula simétrica e estável. Eles foram guiados pela teoria da ligação — o tópico deste capítulo — que explica como átomos individuais se conectam para formar mais comp.
- 7.2: Ligação iônica
- Os átomos ganham ou perdem elétrons para formar íons com configurações eletrônicas particularmente estáveis. As cargas dos cátions formados pelos metais representativos podem ser determinadas prontamente porque, com poucas exceções, as estruturas eletrônicas desses íons têm uma configuração de gás nobre ou uma camada de elétrons completamente preenchida. As cargas dos ânions formados pelos não metais também podem ser facilmente determinadas porque esses íons se formam quando átomos não metálicos ganham elétrons suficientes para preencher suas camadas de valência.
- 7.3: Ligação covalente
- Ligações covalentes se formam quando os elétrons são compartilhados entre os átomos e são atraídos pelos núcleos de ambos os átomos. Em ligações covalentes puras, os elétrons são compartilhados igualmente. Nas ligações covalentes polares, os elétrons são compartilhados de forma desigual, pois um átomo exerce uma força de atração mais forte sobre os elétrons do que o outro. A capacidade de um átomo de atrair um par de elétrons em uma ligação química é chamada de eletronegatividade.
- 7.4: Símbolos e estruturas de Lewis
- As estruturas eletrônicas de valência podem ser visualizadas desenhando símbolos de Lewis (para átomos e íons monoatômicos) e estruturas de Lewis (para moléculas e íons poliatômicos). Pares solitários, elétrons não pareados e ligações simples, duplas ou triplas são usados para indicar onde os elétrons de valência estão localizados ao redor de cada átomo em uma estrutura de Lewis. A maioria das estruturas, especialmente aquelas que contêm elementos da segunda fileira, obedece à regra do octeto, na qual cada átomo (exceto H) é cercado por oito elétrons.
- 7.5: Cargas formais e ressonância
- Em uma estrutura de Lewis, cargas formais podem ser atribuídas a cada átomo tratando cada ligação como se metade dos elétrons estivesse atribuída a cada átomo. Essas acusações formais hipotéticas são um guia para determinar a estrutura de Lewis mais apropriada. É preferível uma estrutura na qual as cobranças formais sejam tão próximas de zero quanto possível. A ressonância ocorre nos casos em que duas ou mais estruturas de Lewis com arranjos idênticos de átomos, mas diferentes distribuições de elétrons podem ser escritas.
- 7.6: Pontos fortes das ligações iônicas e covalentes
- A força de uma ligação covalente é medida pela energia de dissociação da ligação, ou seja, a quantidade de energia necessária para quebrar essa ligação específica em um mol de moléculas. Ligações múltiplas são mais fortes do que ligações simples entre os mesmos átomos. As entalpias de reação podem ser estimadas com base na entrada de energia necessária para romper as ligações e na energia liberada quando novas ligações são formadas. Para ligações iônicas, a energia da rede é a energia necessária para separar um mol de um composto em seus íons da fase gasosa.
- 7.7: Estrutura molecular e polaridade
- A teoria VSEPR prevê o arranjo tridimensional dos átomos em uma molécula. Ele afirma que os elétrons de valência assumirão uma geometria de par de elétrons que minimiza as repulsões entre áreas de alta densidade de elétrons (ligações e/ou pares solitários). A estrutura molecular, que se refere apenas à colocação de átomos em uma molécula e não aos elétrons, é equivalente à geometria do par de elétrons somente quando não há pares de elétrons solitários ao redor do átomo central.
- 7.11: Exercícios
- Estes são exercícios de lição de casa para acompanhar o mapa de texto criado para “Química” pela OpenStax. Bancos de perguntas complementares de Química Geral podem ser encontrados em outros mapas de texto e podem ser acessados aqui. Além dessas perguntas publicamente disponíveis, o acesso ao banco de problemas privado para uso em exames e trabalhos de casa está disponível para o corpo docente apenas individualmente; entre em contato com Delmar Larsen para obter uma conta com permissão de acesso.
Miniatura: Hidrogênio e carbono ligados covalentemente em uma molécula w: de metano. (CC BY-SA 2.5; DynaBlast via Wikipédia)