Ligação química - Chemical bond

A foto mostra a natureza das ligações químicas na grafite cristalina por densitometria de nuvem de elétrons ρ (x, y) . O átomo de carbono é uma esfera rosa dos dois elétrons internos e quatro elétrons de valência: duas ligações π (cor azul), que ocorrem lateralmente a partir da camada de grafite e duas ligações σ fortes (verdes) na forma de híbridos orbitais . Cada átomo de carbono na grafite é conhecido por ter três híbridos orbitais sp², mas a foto mostra a borda do cristal, portanto, o terceiro átomo híbrido está ausente.

Uma ligação química é uma atração duradoura entre átomos , íons ou moléculas que permite a formação de compostos químicos . A ligação pode resultar da força eletrostática de atração entre íons com carga oposta, como nas ligações iônicas, ou através do compartilhamento de elétrons, como nas ligações covalentes . A força das ligações químicas varia consideravelmente; existem "ligações fortes" ou "ligações primárias", como ligações covalentes, iônicas e metálicas , e "ligações fracas" ou "ligações secundárias", como interações dipolo-dipolo , a força de dispersão de London e ligações de hidrogênio .

Como as cargas opostas se atraem por meio de uma força eletromagnética simples , os elétrons com carga negativa que orbitam o núcleo e os prótons com carga positiva no núcleo se atraem. Um elétron posicionado entre dois núcleos será atraído por ambos, e os núcleos serão atraídos pelos elétrons nesta posição. Essa atração constitui a ligação química. Devido à natureza de onda de matéria dos elétrons e sua menor massa, eles devem ocupar uma quantidade de volume muito maior em comparação com os núcleos, e este volume ocupado pelos elétrons mantém os núcleos atômicos em uma ligação relativamente distantes, em comparação com o tamanho dos próprios núcleos.

Em geral, ligações químicas fortes estão associadas ao compartilhamento ou transferência de elétrons entre os átomos participantes. Os átomos em moléculas , cristais , metais e gases diatômicos - na verdade, a maior parte do ambiente físico ao nosso redor - são mantidos juntos por ligações químicas, que ditam a estrutura e as propriedades principais da matéria.

Exemplos de representações no estilo de pontos de Lewis de ligações químicas entre carbono (C), hidrogênio (H) e oxigênio (O). Os diagramas de pontos de Lewis foram uma das primeiras tentativas de descrever ligações químicas e ainda são amplamente usados ​​hoje.

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 orbital e ressonância , e teoria orbital molecular, que inclui combinação linear de orbitais atômicos e teoria de campo de ligante . A eletrostática é usada para descrever as polaridades das ligações e os efeitos que elas têm sobre as substâncias químicas.

Visão geral dos principais tipos de ligações químicas

Uma ligação química é uma atração entre átomos. Essa atração pode ser vista como o resultado de diferentes comportamentos dos elétrons mais externos ou de valência dos átomos. Esses comportamentos se fundem perfeitamente em várias circunstâncias, de modo que não há uma linha clara a ser traçada entre eles. No entanto, continua a ser útil e habitual diferenciar entre diferentes tipos de ligação, que resultam em diferentes propriedades da matéria condensada .

Na visão mais simples de uma ligação covalente , um ou mais elétrons (geralmente um par de elétrons) são atraídos para o espaço entre os dois núcleos atômicos. A energia é liberada pela formação de vínculos. Isso não é resultado da redução da energia potencial, porque a atração dos dois elétrons pelos dois prótons é compensada pelas repulsões elétron-elétron e próton-próton. Em vez disso, a liberação de energia (e, portanto, a estabilidade da ligação) surge da redução na energia cinética devido aos elétrons estarem em um orbital mais espacialmente distribuído (isto é, comprimento de onda de de Broglie mais longo ) em comparação com cada elétron sendo confinado mais perto de seu respectivo núcleo . Essas ligações existem entre dois átomos identificáveis ​​particulares e têm uma direção no espaço, permitindo que sejam mostradas como linhas de conexão simples entre os átomos em desenhos, ou modeladas como varetas entre esferas em modelos.

Em uma ligação covalente polar , um ou mais elétrons são desigualmente compartilhados entre dois núcleos. As ligações covalentes geralmente resultam na formação de pequenas coleções de átomos mais bem conectados chamados moléculas , que em sólidos e líquidos são ligados a outras moléculas por forças que são frequentemente muito mais fracas do que as ligações covalentes que mantêm as moléculas juntas internamente. Essas ligações intermoleculares fracas fornecem substâncias moleculares orgânicas, como ceras e óleos, seu caráter de volume macio e seus baixos pontos de fusão (em líquidos, as moléculas devem cessar o contato mais estruturado ou orientado umas com as outras). Quando as ligações covalentes ligam longas cadeias de átomos em moléculas grandes, no entanto (como em polímeros como o náilon ), ou quando as ligações covalentes se estendem em redes através de sólidos que não são compostos de moléculas discretas (como diamante ou quartzo ou os minerais de silicato em muitos tipos de rocha), então as estruturas resultantes podem ser fortes e resistentes, pelo menos na direção orientada corretamente com redes de ligações covalentes. Além disso, os pontos de fusão de tais polímeros e redes covalentes aumentam muito.

Em uma visão simplificada de uma ligação iônica , o elétron de ligação não é compartilhado, mas transferido. Nesse tipo de ligação, o orbital atômico externo de um átomo tem uma lacuna que permite a adição de um ou mais elétrons. Esses elétrons recém-adicionados ocupam potencialmente um estado de energia inferior (efetivamente mais próximo de mais carga nuclear) do que em um átomo diferente. Assim, um núcleo oferece uma posição mais fortemente ligada a um elétron do que outro núcleo, com o resultado de que um átomo pode transferir um elétron para o outro. Essa transferência faz com que um átomo assuma uma carga líquida positiva e o outro assuma uma carga líquida negativa. A ligação então resulta da atração eletrostática entre os íons carregados positivamente e negativamente . As ligações iônicas podem ser vistas como exemplos extremos de polarização em ligações covalentes. Freqüentemente, essas ligações não têm orientação específica no espaço, uma vez que resultam da atração eletrostática igual de cada íon para todos os íons ao seu redor. As ligações iônicas são fortes (e, portanto, as substâncias iônicas requerem altas temperaturas para derreter), mas também frágeis, uma vez que as forças entre os íons são de curto alcance e não superam facilmente rachaduras e fraturas. Esse tipo de ligação dá origem às características físicas de cristais de sais minerais clássicos, como o sal de mesa.

Um tipo de ligação menos mencionado é a ligação metálica . Nesse tipo de ligação, cada átomo em um metal doa um ou mais elétrons para um "mar" de elétrons que residem entre muitos átomos de metal. Nesse mar, cada elétron está livre (em virtude de sua natureza ondulatória ) para ser associado a um grande número de átomos ao mesmo tempo. A ligação resulta porque os átomos de metal tornam-se um tanto positivamente carregados devido à perda de seus elétrons, enquanto os elétrons permanecem atraídos por muitos átomos, sem fazer parte de nenhum átomo. As ligações metálicas podem ser vistas como um exemplo extremo de deslocalização de elétrons em um grande sistema de ligações covalentes, do qual cada átomo participa. Esse tipo de ligação costuma ser muito forte (resultando na resistência à tração dos metais). No entanto, as ligações metálicas são de natureza mais coletiva do que outros tipos e, portanto, permitem que os cristais de metal se deformem com mais facilidade, porque são compostos de átomos atraídos uns pelos outros, mas não de maneira particularmente orientada. Isso resulta na maleabilidade dos metais. A nuvem de elétrons em ligações metálicas causa a condutividade elétrica e térmica caracteristicamente boa dos metais, e também seu brilho brilhante que reflete a maioria das frequências de luz branca.

História

As primeiras especulações sobre a natureza da ligação química , já no século 12, supunham que certos tipos de espécies químicas eram unidas por um tipo de afinidade química . Em 1704, Sir Isaac Newton delineou sua teoria da ligação atômica, na "Query 31" de sua Opticks , pela qual os átomos se ligam uns aos outros por alguma " força ". Especificamente, após reconhecer as várias teorias populares em voga na época, de como os átomos foram pensados ​​para se ligarem uns aos outros, ou seja, "átomos enganchados", "colados por repouso" ou "colados por movimentos de conspiração", Newton afirma que ele prefere inferir de sua coesão, que "as partículas se atraem por alguma força , que em contato imediato é excessivamente forte, a pequenas distâncias realiza as operações químicas e alcança não muito longe das partículas com qualquer efeito sensível".

Em 1819, logo após a invenção da pilha voltaica , Jöns Jakob Berzelius desenvolveu uma teoria da combinação química enfatizando os caracteres eletronegativos e eletropositivos dos átomos combinados. Em meados do século 19, Edward Frankland , FA Kekulé , AS Couper, Alexander Butlerov e Hermann Kolbe , com base na teoria dos radicais , desenvolveram a teoria da valência , originalmente chamada de "poder de combinação", na qual os compostos foram unidos devido a um atração de pólos positivos e negativos. Em 1904, Richard Abegg propôs sua regra de que a diferença entre as valências máxima e mínima de um elemento é geralmente oito. Nesse ponto, a valência ainda era um número empírico baseado apenas em propriedades químicas.

No entanto, a natureza do átomo tornou-se mais clara com a descoberta de Ernest Rutherford em 1911, de um núcleo atômico cercado por elétrons no qual ele citou Nagaoka rejeitou o modelo de Thomson alegando que cargas opostas são impenetráveis. Em 1904, Nagaoka propôs um modelo planetário alternativo do átomo no qual um centro carregado positivamente é cercado por uma série de elétrons giratórios, à maneira de Saturno e seus anéis.

O modelo de Nagaoka fez duas previsões:

• um centro atômico muito massivo (em analogia a um planeta muito massivo)
• elétrons girando em torno do núcleo, ligados por forças eletrostáticas (em analogia aos anéis girando em torno de Saturno, ligados por forças gravitacionais).

Rutherford menciona o modelo de Nagaoka em seu artigo de 1911 no qual o núcleo atômico é proposto.

Na Conferência Solvay de 1911, na discussão sobre o que poderia regular as diferenças de energia entre os átomos, Max Planck simplesmente declarou: “Os intermediários podem ser os elétrons”. Esses modelos nucleares sugeriram que os elétrons determinam o comportamento químico.

Em seguida veio o modelo de 1913 de Niels Bohr de um átomo nuclear com órbitas de elétrons. Em 1916, o químico Gilbert N. Lewis desenvolveu o conceito de ligações de pares de elétrons , em que dois átomos podem compartilhar de um a seis elétrons, formando assim a ligação de elétron simples , uma ligação simples , uma ligação dupla ou uma ligação tripla ; nas próprias palavras de Lewis, "um elétron pode formar uma parte da camada de dois átomos diferentes e não pode ser considerado pertencente a nenhum deles exclusivamente."

Também em 1916, Walther Kossel apresentou uma teoria semelhante à de Lewis, mas seu modelo assumia transferências completas de elétrons entre átomos e, portanto, era um modelo de ligação iônica . Tanto Lewis quanto Kossel estruturaram seus modelos de vínculo com base na regra de Abegg (1904).

Niels Bohr também propôs um modelo da ligação química em 1913. De acordo com seu modelo para uma molécula diatômica , os elétrons dos átomos da molécula formam um anel giratório cujo plano é perpendicular ao eixo da molécula e equidistante dos núcleos atômicos . O equilíbrio dinâmico do sistema molecular é alcançado através do equilíbrio de forças entre as forças de atração dos núcleos ao plano do anel de elétrons e as forças de repulsão mútua dos núcleos. O modelo de Bohr da ligação química levou em consideração a repulsão de Coulomb - os elétrons no anel estão na distância máxima um do outro.

Em 1927, a primeira descrição quântica matematicamente completa de uma ligação química simples, isto é, aquela produzida por um elétron no íon molecular de hidrogênio, H ₂ ⁺ , foi derivada pelo físico dinamarquês Øyvind Burrau . Este trabalho mostrou que a abordagem quântica para ligações químicas poderia ser fundamental e quantitativamente correta, mas os métodos matemáticos usados ​​não poderiam ser estendidos para moléculas contendo mais de um elétron. Uma abordagem mais prática, embora menos quantitativa, foi proposta no mesmo ano por Walter Heitler e Fritz London . O método Heitler-London forma a base do que agora é chamado de teoria da ligação de valência . Em 1929, a combinação linear de orbitais método orbital molecular (LCAO) aproximação foi introduzido por Sir John Lennard-Jones , que também sugerido métodos para as estruturas electrónicas da deriva de moléculas de F ₂ ( flúor ) e O ₂ ( oxigio moléculas), a partir de princípios quânticos básicos. Esta teoria orbital molecular representava uma ligação covalente como um orbital formado pela combinação dos orbitais atômicos de Schrödinger da mecânica quântica que haviam sido hipotetizados para elétrons em átomos individuais. As equações para ligar elétrons em átomos multieletrônicos não puderam ser resolvidas com perfeição matemática (isto é, analiticamente ), mas as aproximações para eles ainda forneceram muitas previsões e resultados qualitativos bons. A maioria dos cálculos quantitativos na química quântica moderna usa ligações de valência ou teoria orbital molecular como ponto de partida, embora uma terceira abordagem, a teoria do funcional da densidade , tenha se tornado cada vez mais popular nos últimos anos.

Em 1933, HH James e AS Coolidge realizaram um cálculo sobre a molécula de dihidrogênio que, ao contrário de todos os cálculos anteriores que usavam funções apenas da distância do elétron do núcleo atômico, usavam funções que também somavam explicitamente a distância entre os dois elétrons. Com até 13 parâmetros ajustáveis ​​eles obtiveram um resultado muito próximo ao resultado experimental para a energia de dissociação. As extensões posteriores usaram até 54 parâmetros e deram excelente concordância com os experimentos. Esse cálculo convenceu a comunidade científica de que a teoria quântica poderia concordar com o experimento. No entanto, esta abordagem não tem nenhuma das imagens físicas da ligação de valência e das teorias orbitais moleculares e é difícil de estender para moléculas maiores.

Ligações em fórmulas químicas

Como os átomos e moléculas são tridimensionais, é difícil usar um único método para indicar orbitais e ligações. Nas fórmulas moleculares, as ligações químicas (orbitais de ligação) entre os átomos são indicadas de maneiras diferentes, dependendo do tipo de discussão. Às vezes, alguns detalhes são negligenciados. Por exemplo, na química orgânica, às vezes nos preocupamos apenas com o grupo funcional da molécula. Assim, a fórmula molecular do etanol pode ser escrita na forma conformacional , forma tridimensional, forma bidimensional completa (indicando cada ligação sem direções tridimensionais), forma bidimensional comprimida (CH ₃ -CH ₂ -OH) , pela separação do grupo funcional de outra parte da molécula (C ₂ H ₅ OH), ou por seus constituintes atômicos (C ₂ H ₆ O), conforme discutido. Às vezes, até mesmo os elétrons da camada de valência sem ligação (com as direções bidimensionais aproximadas) são marcados, por exemplo, para carbono elementar _. ^' C ^' . Alguns químicos também podem marcar os respectivos orbitais, por exemplo, o hipotético ânion eteno- ⁴ ( _\ ^/ C = C _/ ^{\ −4} ) indicando a possibilidade de formação de ligação.

Fortes ligações químicas

Fortes ligações químicas são as forças intramoleculares que mantêm os átomos unidos nas moléculas . Uma forte ligação química é formada a partir da transferência ou compartilhamento de elétrons entre os centros atômicos e depende da atração eletrostática entre os prótons nos núcleos e os elétrons nos orbitais.

Os tipos de ligação forte diferem devido à diferença na eletronegatividade dos elementos constituintes. Uma grande diferença na eletronegatividade leva a um caráter mais polar (iônico) na ligação.

Ligação iônica

A ligação iônica é um tipo de interação eletrostática entre átomos que possuem uma grande diferença de eletronegatividade. Não há um valor preciso que distinga a ligação iônica da covalente, mas uma diferença de eletronegatividade de mais de 1,7 provavelmente será iônica, enquanto uma diferença de menos de 1,7 provavelmente será covalente. A ligação iônica leva a separar íons positivos e negativos . As cargas iônicas são comumente entre -3 e +3 e . A ligação iônica ocorre comumente em sais de metal , como cloreto de sódio (sal de cozinha). Uma característica típica das ligações iônicas é que as espécies se formam em cristais iônicos, nos quais nenhum íon é especificamente emparelhado com qualquer outro íon em uma ligação direcional específica. Em vez disso, cada espécie de íon é cercada por íons de carga oposta, e o espaçamento entre ela e cada um dos íons de carga oposta próximos a ela é o mesmo para todos os átomos circundantes do mesmo tipo. Assim, não é mais possível associar um íon a qualquer outro átomo ionizado específico próximo a ele. Esta é uma situação diferente daquela em cristais covalentes, onde ligações covalentes entre átomos específicos ainda são discerníveis a partir das distâncias mais curtas entre eles, conforme medido por meio de técnicas como difração de raios-X .

Os cristais iônicos podem conter uma mistura de espécies covalentes e iônicas, como por exemplo sais de ácidos complexos, como cianeto de sódio, NaCN. A difração de raios X mostra que no NaCN, por exemplo, as ligações entre os cátions de sódio (Na ⁺ ) e os ânions de cianeto (CN ^- ) são iônicas , sem nenhum íon de sódio associado a qualquer cianeto em particular. No entanto, as ligações entre os átomos C e N no cianeto são do tipo covalente , de modo que cada carbono está fortemente ligado a apenas um nitrogênio, do qual está fisicamente muito mais próximo do que a outros carbonos ou nitrogênios em um cristal de cianeto de sódio.

Quando esses cristais são derretidos em líquidos, as ligações iônicas são quebradas primeiro porque são não direcionais e permitem que as espécies carregadas se movam livremente. Da mesma forma, quando esses sais se dissolvem em água, as ligações iônicas são tipicamente quebradas pela interação com a água, mas as ligações covalentes continuam a se manter. Por exemplo, em solução, os íons de cianeto, ainda ligados como íons CN ^- únicos , movem-se independentemente pela solução, assim como os íons de sódio, como Na ⁺ . Na água, os íons carregados se separam porque cada um deles é atraído mais fortemente por várias moléculas de água do que entre si. A atração entre íons e moléculas de água em tais soluções é devido a um tipo de ligação química do tipo dipolo-dipolo fraca . Em compostos iônicos derretidos, os íons continuam a ser atraídos uns pelos outros, mas não de uma forma ordenada ou cristalina.

Ligação covalente

Ligações covalentes não polares em metano (CH ₄ ). A estrutura de Lewis mostra elétrons compartilhados entre átomos C e H.

A ligação covalente é um tipo comum de ligação em que dois ou mais átomos compartilham elétrons de valência mais ou menos igualmente. O tipo mais simples e comum é uma ligação simples em que dois átomos compartilham dois elétrons. Outros tipos incluem a ligação dupla , a tripla ligação , títulos de um e três elétrons , a ligação três centros dois elétrons e três centro vínculo de quatro elétrons .

Em ligações covalentes não polares, a diferença de eletronegatividade entre os átomos ligados é pequena, normalmente de 0 a 0,3. As ligações dentro da maioria dos compostos orgânicos são descritas como covalentes. A figura mostra o metano (CH ₄ ), no qual cada hidrogênio forma uma ligação covalente com o carbono. Veja ligações sigma e ligações pi para descrições de LCAO de tais ligações.

Moléculas que são formadas principalmente de ligações covalentes não polares são frequentemente imiscíveis em água ou outros solventes polares , mas muito mais solúveis em solventes não polares , como hexano .

Uma ligação covalente polar é uma ligação covalente com um caráter iônico significativo . Isso significa que os dois elétrons compartilhados estão mais próximos de um dos átomos do que do outro, criando um desequilíbrio de carga. Essas ligações ocorrem entre dois átomos com eletronegatividades moderadamente diferentes e dão origem a interações dipolo-dipolo . A diferença de eletronegatividade entre os dois átomos nessas ligações é de 0,3 a 1,7.

Ligações simples e múltiplas

Uma ligação simples entre dois átomos corresponde ao compartilhamento de um par de elétrons. O átomo de hidrogênio (H) tem um elétron de valência. Dois átomos de hidrogênio podem então formar uma molécula, mantida unida pelo par compartilhado de elétrons. Cada átomo de H agora tem a configuração de elétron de gás nobre de hélio (He). O par de elétrons compartilhados forma uma única ligação covalente. A densidade de elétrons desses dois elétrons de ligação na região entre os dois átomos aumenta em relação à densidade de dois átomos de H não interagentes.

Dois orbitais p formando uma ligação pi.

Uma ligação dupla tem dois pares compartilhados de elétrons, um em uma ligação sigma e outro em uma ligação pi com densidade eletrônica concentrada em dois lados opostos do eixo internuclear. Uma ligação tripla consiste em três pares de elétrons compartilhados, formando uma ligação sigma e duas ligações pi. Um exemplo é o nitrogênio. As ligações quádruplas e mais altas são muito raras e ocorrem apenas entre certos átomos de metais de transição .

Ligação covalente coordenada (ligação dipolar)

Aduto de amônia e trifluoreto de boro

Uma ligação covalente coordenada é uma ligação covalente na qual os dois elétrons de ligação compartilhados são do mesmo átomo envolvido na ligação. Por exemplo, trifluoreto de boro (BF ₃ ) e amônia (NH ₃ ) formam um aduto ou complexo de coordenação F ₃ B ← NH ₃ com uma ligação B – N em que um par de elétrons solitário em N é compartilhado com um orbital atômico vazio em B. BF ₃ com um orbital vazio é descrito como um aceitador de par de elétrons ou ácido de Lewis , enquanto NH ₃ com um par solitário que pode ser compartilhado é descrito como um doador de par de elétrons ou base de Lewis . Os elétrons são compartilhados quase igualmente entre os átomos, em contraste com a ligação iônica. Essa ligação é mostrada por uma seta apontando para o ácido de Lewis.

Os complexos de metais de transição são geralmente ligados por ligações covalentes coordenadas. Por exemplo, o íon Ag ⁺ reage como um ácido de Lewis com duas moléculas da base de Lewis NH ₃ para formar o íon complexo Ag (NH ₃ ) ₂ ⁺ , que possui duas ligações covalentes coordenadas Ag ← N.

Ligação metálica

Na ligação metálica, os elétrons da ligação são deslocalizados sobre uma rede de átomos. Em contraste, em compostos iônicos, as localizações dos elétrons de ligação e suas cargas são estáticas. O movimento livre ou a deslocalização dos elétrons de ligação leva a propriedades metálicas clássicas, como brilho ( refletividade da luz da superfície ), condutividade elétrica e térmica , ductilidade e alta resistência à tração .

Ligação intermolecular

Existem quatro tipos básicos de ligações que podem ser formadas entre duas ou mais moléculas, íons ou átomos (de outra forma não associados). As forças intermoleculares fazem com que as moléculas sejam atraídas ou repelidas umas pelas outras. Freqüentemente, eles definem algumas das características físicas (como o ponto de fusão ) de uma substância.

• Uma grande diferença na eletronegatividade entre dois átomos ligados causará uma separação permanente de carga, ou dipolo, em uma molécula ou íon. Duas ou mais moléculas ou íons com dipolos permanentes podem interagir nas interações dipolo-dipolo . Os elétrons de ligação em uma molécula ou íon estarão, em média, mais próximos do átomo mais eletronegativo com mais frequência do que o menos eletronegativo, dando origem a cargas parciais em cada átomo e causando forças eletrostáticas entre moléculas ou íons.
• Uma ligação de hidrogênio é efetivamente um forte exemplo de uma interação entre dois dipolos permanentes. A grande diferença nas eletronegatividades entre o hidrogênio e qualquer flúor , nitrogênio e oxigênio , juntamente com seus pares solitários de elétrons, causam fortes forças eletrostáticas entre as moléculas. As ligações de hidrogênio são responsáveis ​​pelos altos pontos de ebulição da água e da amônia em relação aos seus análogos mais pesados.
• A força de dispersão de London surge devido a dipolos instantâneos em átomos vizinhos. Como a carga negativa do elétron não é uniforme em todo o átomo, há sempre um desequilíbrio de carga. Esta pequena carga irá induzir um dipolo correspondente em uma molécula próxima, causando uma atração entre os dois. O elétron então se move para outra parte da nuvem de elétrons e a atração é quebrada.
• Uma interação cátion-pi ocorre entre uma ligação pi e um cátion.

Teorias de ligação química

No limite (irrealista) da ligação iônica "pura" , os elétrons estão perfeitamente localizados em um dos dois átomos da ligação. Esses vínculos podem ser compreendidos pela física clássica . As forças entre os átomos são caracterizadas por potenciais eletrostáticos contínuos isotrópicos . Sua magnitude está em proporção simples com a diferença de carga.

As ligações covalentes são mais bem compreendidas pela teoria da ligação de valência (VB) ou teoria dos orbitais moleculares (MO) . As propriedades dos átomos envolvidos podem ser entendidas usando conceitos como número de oxidação , carga formal e eletronegatividade . A densidade de elétrons dentro de uma ligação não é atribuída a átomos individuais, mas sim deslocalizada entre átomos. Na teoria da ligação de valência, a ligação é conceituada como sendo construída a partir de pares de elétrons localizados e compartilhados por dois átomos por meio da sobreposição de orbitais atômicos. Os conceitos de hibridização orbital e ressonância aumentam essa noção básica da ligação do par de elétrons. Na teoria orbital molecular, a ligação é vista como sendo deslocalizada e distribuída em orbitais que se estendem por toda a molécula e são adaptados às suas propriedades de simetria, normalmente considerando combinações lineares de orbitais atômicos (LCAO). A teoria das ligações de valência é mais intuitiva quimicamente por ser espacialmente localizada, permitindo que a atenção se concentre nas partes da molécula que estão passando por mudanças químicas. Em contraste, os orbitais moleculares são mais "naturais" do ponto de vista da mecânica quântica, com as energias orbitais sendo fisicamente significativas e diretamente ligadas às energias experimentais de ionização da espectroscopia de fotoelétrons . Consequentemente, a teoria das ligações de valência e a teoria dos orbitais moleculares são frequentemente vistas como estruturas concorrentes, mas complementares, que oferecem diferentes percepções sobre os sistemas químicos. Como abordagens para a teoria da estrutura eletrônica, os métodos MO e VB podem fornecer aproximações para qualquer nível desejado de precisão, pelo menos em princípio. No entanto, em níveis mais baixos, as aproximações diferem e uma abordagem pode ser mais adequada para cálculos envolvendo um sistema ou propriedade particular do que a outra.

Ao contrário das forças Coulombic esfericamente simétricas em ligações iônicas puras, ligações covalentes são geralmente direcionadas e anisotrópicas . Estes são frequentemente classificados com base em sua simetria em relação a um plano molecular como ligações sigma e ligações pi . No caso geral, os átomos formam ligações intermediárias entre iônicas e covalentes, dependendo da eletronegatividade relativa dos átomos envolvidos. As ligações desse tipo são conhecidas como ligações covalentes polares .

Veja também

• Energia de ligação
• Ligação covalente
• Ligação de halogênio
• Ligação de hidrogênio
• Ligação iônica
• Ligação metálica
• Ligação Pi
• Ligação Sigma
• Ligação de três centros e quatro elétrons
• Ligação três centros de dois elétrons
• força van der Waals

Referências

links externos

• W. Locke (1997). Introdução à Teoria Orbital Molecular . Recuperado em 18 de maio de 2005.
• Carl R. Nave (2005). HyperPhysics . Recuperado em 18 de maio de 2005.
• Linus Pauling e a natureza do vínculo químico: uma história documental . Recuperado em 29 de fevereiro de 2008.