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Ligação química

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Uma ligação química é uma atracção entre átomos que permite a formação de substâncias químicas que contêm dois ou mais átomos. A ligação é provocada por a força electrostática de atracção entre cargas opostas, entre ambos os electrões e os núcleos , ou como o resultado de uma atração dipolo. A força das ligações químicas varia consideravelmente; existem "laços fortes", como ou covalente ligações iônicas e "laços fracos", como interacções dipolo-dipolo, a Força de dispersão Londres e ligação de hidrogénio.

Desde cargas opostas se atraem através de uma simples força eletromagnética , os carregadas negativamente elétrons que estão orbitando o núcleo e os carregados positivamente prótons no núcleo atraem. Além disso, um electrão posicionado entre dois núcleos serão atraídas para os dois. Assim, a configuração mais estável de núcleos e electrões é aquele em que os electrões passam mais tempo entre os núcleos, do que em qualquer outro lugar no espaço. Estes electrões fazer com que os núcleos a ser atraídos um para o outro, e esta atracção resulta na ligação. No entanto, este conjunto não pode entrar em colapso para o seu tamanho e ditado pelos volumes destas partículas individuais. Devido à matéria onda natureza de electrões e a sua menor massa, que ocupam uma quantidade muito maior de volume em relação com os núcleos, e este volume ocupado pelos electrões mantém os núcleos atómicos relativamente distantes uns dos outros, em comparação com o tamanho dos próprios núcleos.

Em geral, a forte ligação química está associada com a partilha ou a transferência de electrões entre os átomos de participantes. Os átomos em moléculas , cristais , metais e gases- diatómico de facto na maior parte do ambiente físico em torno US- são mantidas juntas por ligações químicas, que ditam a estrutura e as propriedades globais da matéria.

Exemplos de Ligações químicas Lewis de estilo dot entre carbono C, hidrogênio H, e oxigénio O. Lewis depictures pontos representam uma primeira tentativa para descrever ligação química e ainda são amplamente usados hoje.

Resumo dos principais tipos de ligações químicas

A ligação química é uma atração entre os átomos. Esta atração pode ser vista como o resultado de comportamentos diferentes dos elétrons dos átomos ultraperiféricas. Embora todos estes comportamentos fundem uns aos outros sem problemas em várias situações de ligação de modo que não existe uma linha clara de ser encontrado entre eles, no entanto, os comportamentos de átomos de se tornar tão qualitativamente diferente como o carácter da ligação muda quantitativamente, que continua a ser útil e habitual para diferenciar entre os laços que causam essas diferentes propriedades da matéria condensada .

No modo de exibição mais simples de uma chamada 'Covalente' ligação, um ou mais electrões (muitas vezes um par de electrões) são atraídos para o espaço entre os dois núcleos atómicos. Aqui os elétrons carregados negativamente são atraídas para as cargas positivas de ambos os núcleos, em vez de apenas a sua própria. Isto supera a repulsão entre os dois núcleos carregados positivamente dos dois átomos, e assim esta atracção esmagadora mantém os dois núcleos com uma configuração fixa de equilíbrio, embora eles ainda vibrar a posição de equilíbrio. Assim, ligação covalente envolve compartilhamento de elétrons em que os núcleos carregados positivamente de dois ou mais átomos atraem simultaneamente os elétrons carregados negativamente que estão sendo compartilhados entre eles. Estas obrigações existem entre dois átomos identificáveis específicos, e tem uma direção no espaço, permitindo que eles sejam mostrados como linhas de ligação simples entre os átomos em desenhos, ou modelado como varas entre as esferas nos modelos. Em um ligação covalente polar, um ou mais elétrons são desigualmente compartilhados entre dois núcleos. As ligações covalentes muitas vezes resultam na formação de pequenos conjuntos de átomos melhor conectadas chamadas moléculas , em que os sólidos e os líquidos são ligados a outras moléculas por forças que são muitas vezes muito mais fracas do que as ligações covalentes que mantêm as moléculas internamente em conjunto. Tais ligações intermoleculares fracas dar substâncias moleculares orgânicos, tais como ceras e óleos, o seu carácter macio grandes quantidades, e os seus baixos pontos de fusão (em líquidos, as moléculas devem cessar contacto mais estruturado ou orientados uns com os outros). Quando as ligações covalentes ligam longas cadeias de átomos de moléculas grandes, no entanto (tal como em polímeros, tais como nylon), ou ligações covalentes quando se estendem em redes embora os sólidos que não são compostos de moléculas discretos (tais como diamante ou quartzo ou o silicatos em muitos tipos de rocha), em seguida, as estruturas que resultam tanto pode ser forte e resistente, pelo menos na direção orientada corretamente com redes de ligações covalentes. Além disso, os pontos de tais polímeros covalentes e redes de fusão aumentar muito.

Em uma vista simplificada de um ligação iônica, o elétron de ligação não é compartilhada em tudo, mas transferido. Neste tipo de ligação, o exterior atómica orbital de um átomo tem uma vaga que permite a adição de um ou mais electrões. Estes elétrons recém-adicionados potencialmente ocupar um estado de energia mais baixo (efetivamente mais perto de carga nuclear mais) do que eles experimentam em um átomo diferente. Assim, um núcleo proporciona uma posição mais fortemente acoplado a uma de electrões do que o outro núcleo, com o resultado de que um átomo pode transferir um electrão para o outro. Esta transferência faz com que um átomo de assumir uma carga global positiva, e o outro a assumir uma carga negativa líquida. O vínculo, em seguida, resulta da atração eletrostática entre os átomos e os átomos se tornam positivos ou negativamente carregadas de íons . Ligações iónicas podem ser vistos como exemplos extremos de polarização em ligações covalentes. Muitas vezes, esses títulos não têm orientação particular no espaço, uma vez que resultam da atração eletrostática igual de cada íon a todos os íons em torno deles. Ligações iônicas são fortes (substâncias e, assim iônicos exigem altas temperaturas para derreter), mas também frágil, uma vez que as forças entre os íons são de curto alcance, e não facilmente ponte rachaduras e fraturas. Este tipo de ligação dá um caráter físico charactistic de cristais de sais minerais clássicos, tais como o sal de mesa.

Um tipo de ligação com menos frequência mencionado é o ligação metálica. Neste tipo de ligação, em cada átomo de um metal doa um ou mais electrões para um "mar" de electrões que residem entre os diversos átomos de metal. Neste mar, cada elétron é livre (em virtude da sua natureza de onda) para ser associado com um grande número de átomos de uma vez. A ligação resulta porque os átomos de metal-se um pouco com carga positiva devido à perda de seus elétrons, enquanto os elétrons ficam atraídos para muitos átomos, sem ser parte de qualquer átomo. Ligação metálica pode ser visto como um exemplo extremo de deslocalização de elétrons ao longo de um grande sistema de ligações covalentes, em que cada átomo participa. Este tipo de ligação é frequentemente muito forte (o que resulta em resistência à tracção de metais). No entanto, ligações metálicas são mais de natureza colectiva do que outros tipos, e assim permitem que os cristais de metal se deforme mais facilmente, porque eles são compostos de átomos atraídos um para o outro, mas não em todas as formas particularmente orientados. Isto resulta na maleabilidade dos metais. O mar de elétrons em ligações metálicas faz com que o caracteristicamente boa condutividade elétrica e térmica de metais, e também a sua reflexão "brilhante" de a maioria das frequências de luz branca.

Todos os títulos podem ser explicados pela teoria quântica, mas, na prática, regras de simplificação permitem químicos para prever a força, direcionalidade, ea polaridade de ligações. O regra do octeto e Teoria VSEPR são dois exemplos. Teorias mais sofisticadas são ligação de valência, que inclui hibridação orbital e ressonância, e o combinação linear de orbitais atómicas método orbital molecular que inclui teoria do campo ligante. Eletrostática são usados para descrever as polaridades de obrigações e os efeitos que têm sobre substâncias químicas.

História

Especulações iniciais sobre a natureza da ligação química, a partir tão cedo quanto o século 12, supor que certos tipos de espécies químicas foram interligadas por um tipo de afinidade química. Em 1704, Isaac Newton famosa esboçou sua teoria ligação atômica, em "consulta 31" de sua Opticks, em que os átomos ligam umas às outras por alguns " força ". Especificamente, depois de reconhecer as várias teorias populares em voga na época, de como os átomos eram fundamentado para anexar ao outro, ou seja, "viciado" átomos ", colados um ao outro pelo resto", ou "grudadas por conspirar movimentos", Newton afirma que ele preferia inferir a partir da sua coesão, que "partículas de atrair um ao outro por algum vigor , que, em contacto imediato é extremamente forte, a pequenas distâncias, executa as operações químicas, e não chega muito longe das partículas com qualquer efeito sensível. "

Em 1819, na esteira da invenção do pilha de volta, Jöns Jakob Berzelius desenvolveu uma teoria de combinação química sublinhando o caráter electronegative e electropositive dos átomos que combinam. Em meados do século 19, Edward Frankland, FA Kekulé, AS Couper, Alexander Butlerov, e Hermann Kolbe, com base no teoria dos radicais, desenvolveu a teoria da valência , originalmente chamado de "poder combinar", em que os compostos se juntaram devido a uma atração de pólos positivos e negativos. Em 1916, o químico Gilbert N. Lewis desenvolveu o conceito do ligação elétron-par, em que dois átomos podem compartilhar 05:59 elétrons, formando assim o vínculo único elétron , um ligação simples, um ligação dupla, ou um ligação tripla; nas próprias palavras de Lewis, "Um electrão pode formar uma parte do invólucro de dois átomos diferentes, e não podem ser considerados como pertencentes a uma ou exclusivamente."

Nesse mesmo ano, Walther Kossel apresentou uma teoria semelhante à de Lewis só o seu modelo assumiu a cessão total de elétrons entre os átomos, e foi, assim, um modelo de ligações iônicas. Tanto Lewis quanto Kossel estruturado seus modelos de ligação em que de Regra de Abegg (1904).

Em 1927, a primeira descrição quantum matematicamente completa de uma ligação química simples, ou seja, que o produzido por um elétron no íon molecular de hidrogénio, H 2 +, foi obtido pelo físico dinamarquês Oyvind Burrau. Este trabalho mostrou que a abordagem quântica para ligações químicas poderiam ser fundamentalmente e quantitativamente correta, mas os métodos matemáticos aplicados não poderia ser alargado a moléculas que contêm mais de um elétron. A mais prática, embora menos quantitativa, a abordagem foi apresentada no mesmo ano por Walter e Heitler Fritz Londres. O método Heitler em Londres constitui a base do que hoje é chamado ligação de valência. Em 1929, o combinação linear de orbitais atómicas método orbital molecular (LCAO) aproximação foi introduzido por Sir John Lennard-Jones, que também sugeriu métodos para derivar estruturas eletrônicas de moléculas de F 2 ( flúor ) e O2 ( oxigênio ) moléculas, a partir de princípios básicos quântica. Este teoria molecular orbital representada uma ligação covalente como um orbital formada pela combinação da mecânica quântica Schrödinger orbitais atómicas que tinha sido a hipótese de elétrons em átomos individuais. As equações para elétrons de ligação em átomos multi-elétron não poderia ser resolvido com perfeição matemática (isto é, analiticamente), mas aproximações para eles ainda deu muitas boas previsões qualitativos e resultados. A maioria dos cálculos quantitativos na moderna química quântica utilizar qualquer ligação de valência ou teoria orbital molecular como ponto de partida, embora uma terceira abordagem, Teoria do funcional da densidade, tornou-se cada vez mais popular nos últimos anos.

Em 1933, HH James e AS Coolidge efectuado um cálculo na molécula de di-hidrogenofosfato de que, ao contrário de todos cálculo anterior, que utilizada apenas funções da distância do electrão do núcleo atómico, funções que também adicionados explicitamente a distância entre os dois electrões usado. Com até 13 parâmetros ajustáveis que obtido um resultado muito próximo do resultado experimental para a energia de dissociação. Extensões posteriores ter usado até 54 parâmetros e dar um excelente acordo com o experimento. Este cálculo convenceu a comunidade científica que a teoria quântica poderia dar acordo com o experimento. No entanto, esta abordagem não tem nenhuma das imagens físicas da ligação de valência e teorias orbitais moleculares e é difícil estender a moléculas maiores.

Ligação de valência

Em 1927, ligação de valência foi formulado e alega que se forma uma ligação química quando dois elétrons de valência, em suas respectivas orbitais atómicas, trabalho ou função para reter dois núcleos juntos, em virtude dos efeitos da redução da energia do sistema. Com base nesta teoria, o químico Linus Pauling publicou em 1931 o que alguns consideram um dos papéis mais importantes na história da química: "Sobre a Natureza da Ligação Química". Neste trabalho, elaborando sobre as obras de Lewis, ea ligação de valência (VB) de Heitler e Londres, e suas obras anteriores, Pauling apresentou seis regras para a ligação de elétrons compartilhado, os três primeiros dos quais já foram geralmente conhecido:

1. O vínculo de elétron-par forma através da interação de um elétron não emparelhado em cada um dos dois átomos.
2. Os spins dos elétrons têm que ser combatida.
3. Uma vez emparelhado, os dois elétrons não podem participar em títulos adicionais.

Suas últimas três regras eram novos:

4. Os termos de elétron-de câmbio para o vínculo envolve apenas uma função de onda de cada átomo.
5. Os elétrons disponíveis no nível de energia mais baixo formar os laços mais fortes.
6. Dos dois orbitais de um átomo, a que podem sobrepor-se mais com um orbital de outro átomo irá formar a ligação mais forte, e esta ligação tende a residir na direcção do concentrado orbital.

Com base neste artigo, de Pauling 1939 livro: Sobre a Natureza da Ligação química viria a ser o que alguns chamaram a "Bíblia" da química moderna. Este livro ajudou químicos experimentais para compreender o impacto da teoria quântica em química. No entanto, a edição mais tarde, em 1959, não conseguiu resolver adequadamente os problemas que pareciam ser melhor compreendida pela teoria orbital molecular. O impacto da teoria de valência diminuiu durante os anos 1960 e 1970 como a teoria do orbital molecular cresceu em utilidade, uma vez que foi implementado em grandes computadores digitais programas. Desde os anos 1980, os problemas mais difíceis de implementar ligação de valência em programas de computador ter sido resolvido em grande parte, e ligação de valência tem visto um ressurgimento.

Comparação de ligação de valência ea teoria orbital molecular

Em alguns aspectos ligação de valência é superior a teoria orbital molecular. Quando aplicado à molécula simples de dois electrões, 2 H, ligação de valência, mesmo a mais simples abordagem Heitler-Londres, dá uma aproximação muito mais perto do energia de ligação, e que fornece uma representação mais precisa do comportamento dos electrões como ligações químicas são formadas e quebradas. Em contraste teoria molecular orbital simples prevê que a molécula de hidrogénio dissocia-se em uma superposição linear de átomos de hidrogénio e iões de hidrogénio positivos e negativos, um resultado completamente não físico. Isso explica em parte por que a curva de energia total contra interatômica distância para o método de ligação de valência se encontra abaixo da curva para o método molecular orbital em todas as distâncias e mais particularmente para grandes distâncias. Esta situação surge, por todas as moléculas diatómicas homonucleares e é particularmente um problema para F 2, em que a energia mínima da curva com a teoria molecular orbital é ainda mais elevado em energia do que a energia de dois átomos de F.

Os conceitos de hibridação são tão versáteis, e a variabilidade na ligação, na maioria dos compostos orgânicos é tão modesto, que ligação de valência continua a ser uma parte integrante do vocabulário de química orgânica. No entanto, o trabalho de Friedrich Hund, Robert Mulliken, e Gerhard Herzberg mostraram que a teoria orbital molecular forneceu uma descrição mais apropriada do espectroscópica, ionização e propriedades magnéticas de moléculas. As deficiências da ligação de valência tornou-se evidente quando as moléculas hipervalentes (por exemplo PF 5) foram explicadas sem o uso de orbitais d que foram cruciais para o esquema de ligação hibridação proposto para tais moléculas por Pauling. Complexos de metais e suas compostos de electrões deficientes (por exemplo, diborano) também pareceu ser bem descrita pela teoria molecular orbital, embora as descrições ligação de valência foram feitas.

Na década de 1930 os dois métodos fortemente competiu até que se percebeu que ambos são aproximações de uma teoria melhor. Se tomarmos a estrutura de ligação de valência simples e misturar em todas as possíveis estruturas covalentes e iónicos decorrentes de um determinado conjunto de orbitais atómicas, nós alcançamos o que é chamado de função de onda interação configuração completa. Se tomarmos a descrição orbital molecular simples da situação do solo e que combinam a função com as funções que descrevem todos os possíveis estados excitados usando orbitais desocupados decorrentes de um mesmo conjunto de orbitais atómicas, nós também alcançar a plena wavefunction interação de configuração. Pode-se, então, visto que a abordagem orbital molecular simples dá muito peso às estruturas iônicos, enquanto a abordagem ligação de valência simples dá muito pouco. Isto também pode ser descrito como dizendo que a abordagem orbital molecular é demasiado deslocalizada, enquanto a ligação de valência abordagem é muito localizada.

As duas abordagens são agora consideradas como complementares, cada uma com suas próprias idéias sobre o problema da ligação química. Cálculos modernas em química quântica geralmente começam a partir de (mas em última análise, vão muito além) um orbital molecular, em vez de uma abordagem ligação de valência, não por causa de qualquer superioridade intrínseca na antiga mas sim porque a abordagem MO é mais facilmente adaptado para cálculos numéricos. No entanto programas de obrigações melhor valência estão agora disponíveis.

Bonds em fórmulas químicas

O facto de que os átomos e as moléculas são tridimensional torna difícil a utilização de uma única técnica para indicar orbitais e laços. Em fórmulas moleculares as ligações químicas (orbitais) de ligação entre os átomos são indicados por vários métodos de acordo com o tipo de discussão. Às vezes, eles são completamente negligenciada. Por exemplo, na química orgânica , por vezes, os químicos estão preocupados apenas com a grupos funcionais da molécula. Assim, a fórmula molecular do etanol pode ser escrita em um papel em conformacional, tridimensional, completamente bidimensional (indicando cada ligação sem instruções tridimensionais), comprimido de duas dimensões (CH3-CH2-OH), separando o grupo funcional a partir de uma outra parte da molécula (C 2 H 5 OH), ou pelos seus constituintes atómicos (C 2 H 6 O), de acordo com o que é discutido. Às vezes, mesmo os não-ligantes elétrons de valência (com as indicações aproximadas bidimensionais) estão marcados, ou seja, para o carbono elementar. 'C'. Alguns químicos podem também marcar os respectivas orbitais, ou seja, o eteno hipotética -4 anião (\ / C = C / \ -4), indicando a possibilidade de formação de ligação.

Ligações químicas fortes

Típico ligação em comprimentos pm
e Bond energias em kJ / mol.
Comprimentos de ligação podem ser convertidos em Å
pela divisão por 100 (1 Å = 100 pm).
Dados retirados .
Vínculo Comprimento
(H)
Energia
(KJ / mol)
H - Hydrogen
H-H 74 436
H-ó 96 366
H-F 92 568
H-Cl 127 432
C - Carbono
C-H 109 413
C-C 154 348
C-C = 151
= C-C≡ 147
= C-C = 148
C = C 134 614
C = C 120 839
C-N 147 308
C-O 143 360
C-F 134 488
C-Cl 177 330
N - Nitrogênio
N-H 101 391
N-N 145 170
N≡N 110 945
O - Oxygen
O-O 148 145
O = O 121 498
F, Cl, Br, I - halogênios
F-F 142 158
Cl-Cl 199 243
Br-H 141 366
Br-Br 228 193
I-H 161 298
I-I 267 151

Ligações químicas fortes são as forças intermoleculares que mantêm os átomos unidos nas moléculas . A ligação química forte é formada a partir da transferência ou compartilhamento de elétrons entre os centros atômicos e baseia-se na atração eletrostática entre os prótons no núcleo e os elétrons nos orbitais. Embora esses títulos tipicamente envolvem a transferência de números inteiros de elétrons (este é o ordem de ligação, o que representa uma transferência de elétrons ou dois elétrons compartilhados), alguns sistemas pode ter números intermediários de títulos. Um exemplo disto é a molécula orgânica de benzeno , em que a ordem de ligação é de 1,5 para cada átomo de carbono, o que significa que tem ligações (1,5 partes três electrões) com cada um dos seus dois vizinhos.

Os tipos de ligação forte diferem devido à diferença de electronegatividade dos elementos constitutivos. A grande diferença de eletronegatividade leva a personagem mais polar (iônico) no vínculo.

Ligação covalente

A ligação covalente é um tipo comum de ligação, em que a diferença de electronegatividade entre os átomos ligados é pequena ou inexistente. Obrigações no âmbito maioria dos compostos orgânicos são descritos como covalente. Ver ligações sigma e ligações pi para LCAO-descrição dessa ligação.

A ligação covalente polar é uma ligação covalente com um carácter iónico significativa. Isto significa que os electrões estão mais perto de um dos átomos do que o outro, criando um desequilíbrio de carga. Eles ocorrem como uma ligação entre dois átomos com moderadamente diferentes eletronegatividades, e dão origem a interacções dipolo-dipolo. A eletronegatividade destas obrigações é de 0,3 a 1.7.

A coordenar ligação covalente é uma ligação em que ambos os electrões são a partir de um dos átomos envolvidos na ligação. Estas ligações dão origem a ?cidos e bases de Lewis. Os electrões são partilhados de forma aproximadamente igual entre os átomos em contraste com a ligação iónica. Tal ligação ocorre em moléculas, tais como o ião amónio (NH4 +) e são mostrados por uma seta apontando para o ácido de Lewis. Também conhecida como ligação covalente não polar, a electronegatividade destes títulos variam entre 0 e 0,3.

Moléculas que são formados principalmente de ligações covalentes não-polares são frequentemente imiscível em água ou outros solventes polares , mas muito mais solúvel em solventes não-polares , tais como hexano.

Ionic vínculo

Ligação iónica é um tipo de interacção electrostática entre os átomos que possuem uma grande diferença de electronegatividade. Não há nenhum valor preciso que distingue iónico de ligação covalente, mas uma diferença de electronegatividade de mais de 1,7 é provável que seja iónico, e uma diferença de menos de 1,7 é susceptível de ser covalente. Ligação iónica leva a separar positivos e negativos iões . Cargas iônicas são comumente entre -3 e para três e. Ligação iónica ocorre geralmente em sais de metal , tais como cloreto de sódio (sal de cozinha). Uma característica típica de ligações iônicas é que as espécies formam em cristais iônicos, em que não é especificamente de iões emparelhados com qualquer um dos outros íons, em uma ligação direccional específica. Em vez disso, cada uma das espécies de ião está rodeado por iões de carga oposta, e o espaçamento entre ela e cada um dos iões de carga oposta perto dele, é o mesmo para todos os átomos circundantes do mesmo tipo. É, portanto, já não é possível associar um ião com qualquer outro átomo ionizado único específico perto dele. Esta é uma situação em que ao contrário de cristais covalentes, em que as ligações covalentes entre átomos específicos ainda são perceptíveis a partir das distâncias mais curtas entre as mesmas, tal como medido por técnicas tais como com Difracção de raios-X.

Cristais iónicos podem conter uma mistura de espécies iónicas e covalentes, como por exemplo sais de ácidos complexos, tais como cianeto de sódio, de NaCN. Muitos minerais são deste tipo. Diffration de raios-X mostra que em NaCN, por exemplo, as ligações entre o sódio catiões (Na +) e o cianeto aniões (CN -) são iónico, com nenhum ião de sódio associado com qualquer cianeto particular. No entanto, as ligações entre os átomos de C e N, em cianeto são do tipo covalente, fazendo com que cada parte do carbono e de azoto associado com apenas um tipo de sua frente, a qual é fisicamente muito mais próxima do que a outros carbonos ou azotos numa cristais de cianeto de sódio.

Quando esses cristais são derretidos em líquidos, as ligações iônicas são quebrados em primeiro lugar porque eles são não-direcional e permitir que as espécies carregadas de se mover livremente. Da mesma forma, quando tais sais dissolvem-se em água, as ligações iónicas são normalmente quebrada pela interacção com água, mas as ligações covalentes continuar a segurar. Por exemplo, em solução, os iões cianeto, ainda unidos como único NC - iões, mover-se de forma independente através da solução, assim como iões de sódio, como Na +. Em água, os iões carregados se separam porque cada um deles são mais fortemente atraída para um número de moléculas de água, do que um com o outro. A atracção entre os iões e as moléculas de água em tais soluções é devido a um tipo de fraco dipolo-dipolo vínculo tipo químico. Em compostos iónicos derretido, os iões continuam a ser atraídos um para o outro, mas não em qualquer forma ordenada ou cristalina.

Títulos de um e três elétrons

Ligação de um elétron no cação dihydrogen.

Títulos com um ou três electrões pode ser encontrado em espécies de radicais, que têm um número ímpar de elétrons. O exemplo mais simples de uma ligação 1 de electrões é encontrada no catião de di-hidrogenofosfato, 2 H +. Títulos de um elétron muitas vezes têm cerca de metade da energia de ligação de uma ligação de 2 elétron, e, portanto, são chamados de "títulos meio". No entanto, há excepções: no caso de dilítio, a ligação é na verdade mais forte para o 1-2 electrões Li + do que para o 2-Li 2 electrões. Essa exceção pode ser explicada em termos de hibridação e interior-shell efeitos.

A comparação da estrutura eletrônica do vínculo de três elétrons para a ligação covalente convencional.

O exemplo mais simples de ligação de três electrões pode ser encontrado no catião hélio dímero, Ele + 2, e também pode ser considerado uma "meia ligação" porque, em termos orbitais moleculares, o terceiro electrão é em um anti-orbital ligante que cancela metade fora da ligação formada pelos outros dois electrões. Outro exemplo de uma molécula que contém uma ligação electrão-3, para além de duas ligações de 2 electrões, é o óxido nítrico, NO. A molécula de oxigénio, O2, também pode ser considerada como tendo duas ligações 3-de electrões e uma ligação de 2 electrões, que é responsável pela sua paramagnetismo e sua ordem formal vínculo de dois. O dióxido de cloro e dos seus análogos mais pesados dióxido de bromo e dióxido de iodo também contêm ligações de três elétrons.

As moléculas com ligações ímpar de elétrons são geralmente altamente reativo. Estes tipos de títulos são apenas estável entre átomos com eletronegatividades semelhantes.

Títulos Bent

Títulos Bent, também conhecidos como títulos de banana, são títulos em tensa ou de outra forma estericamente impedido moléculas cuja orbitais de ligação são forçados a uma forma de banana-like. Bent títulos são muitas vezes mais suscetível a reações do que os títulos ordinários.

3c-2e e títulos 3c-4e

Em centro-três ligações de dois electrões ("3c-2e") três átomos de partilhar dois elétrons em ligação. Este tipo de ligação ocorre em elétrons compostos deficientes como diborano. Cada tal ligação (2 por cada molécula de diborano) contém um par de electrões, que ligam os átomos de boro para o outro em forma de banana, com um protão (núcleo de um átomo de hidrogénio) no meio da ligação, compartilhando electrões com ambos boro átomos.

Centro de três títulos de quatro elétrons ("3c-4e") também existem que explicam a ligação em hipervalentes moléculas. Em certos compostos de cluster, os chamados centro-quatro títulos de dois elétrons também foram postulados.

Em certos sistemas de (pi) π conjugado, tais como o benzeno e outros compostos aromáticos (ver abaixo), e em redes de sólidos, tais como conjugados grafite, os elétrons no sistema conjugado de π-bonds estão espalhados ao longo de muitos centros nucleares como existe na molécula, ou a rede.

Vínculo aromático

Em química orgânica , certas configurações de electrões e orbitais inferir estabilidade extra para uma molécula. Isto ocorre quando orbitais π se sobrepõem e combinam com os outros em diferentes centros atômicos, formando um vínculo de longo alcance. Para uma molécula a ser aromático, deve obedecer Regra de Hückel, onde o número de electrões π ajustar a fórmula 4n + 2, onde n é um número inteiro. As ligações envolvidas na aromaticidade são todos planar.

Em benzeno , o composto aromático prototípico, 18 (n = 4) de ligação se ligam electrões 6 átomos de carbono em conjunto para formar uma estrutura de anel planar. A ligação de "fim" (número médio de ligações) entre os átomos de carbono diferentes pode ser considerado (18/6) /2=1.5, mas neste caso os laços são todos idênticos do ponto de vista químico. Eles podem às vezes ser escrita como ligações simples alternando com ligações duplas, mas a vista de todos os títulos de anel como sendo equivalente a cerca de 1,5 títulos em força, é muito mais próximo da verdade.

No caso de aromáticos heterocíclicos substituídos e benzenos , as diferenças de electronegatividade entre diferentes partes do anel podem dominar o comportamento químico de ligações de anéis aromáticos, os quais de outro modo são equivalentes.

Ligação metálica

Em uma ligação metálica, elétrons de ligação são deslocalizados sobre uma estrutura dos átomos. Em contraste, em compostos iónicos, os locais de ligação dos electrões e as suas taxas são estáticas. O livremente em movimento ou deslocalização de elétrons de ligação leva a propriedades metálicas clássicas, como brilho (luz superfície de refletividade), eléctrica e Condutividade térmica, ductilidade, e alta resistência à tracção.

Ligações intermoleculares

Existem quatro tipos básicos de ligações que podem ser formados entre duas ou mais (de outra forma não-associados) moléculas, iões ou de átomos. As forças intermoleculares causar moléculas a serem atraídos ou repelidos por outro. Muitas vezes, estes definir algumas das características físicas (tais como o ponto de fusão de uma substância).

  • Uma grande diferença no electronegatividade entre dois átomos ligados irá causar uma separação de carga permanente, ou dipolo, numa molécula ou ião. Duas ou mais moléculas ou íons com dipolos permanentes podem interagir dentro interacções dipolo-dipolo. Os electrões de ligação numa molécula ou ião irão, em média, mais perto ao átomo mais electronegativo mais frequentemente do que o menos electronegativo, dando origem a cargas parciais em cada átomo, e fazendo com que as forças eletrostáticas entre moléculas ou íons.
  • A ligação de hidrogênio é efetivamente um forte exemplo de uma interação entre dois dipolos permanentes. A grande diferença de eletronegatividade entre hidrogénio e qualquer um de flúor , nitrogênio e oxigênio , juntamente com seus pares solitários de elétrons causar fortes forças eletrostáticas entre as moléculas. As ligações de hidrogênio são responsáveis pelos pontos de ebulição elevados de água e amônia em relação a seus análogos mais pesados.
  • O Força de dispersão Londres surge devido a dipolos instantâneos em átomos vizinhos. À medida que a carga negativa do electrão não é uniforme em torno de toda a átomo, há sempre um desequilíbrio de carga. Esta pequena carga irá induzir um dipolo correspondendo numa molécula próxima; causando uma atração entre os dois. O electrão move-se então para uma outra parte do nuvem de elétrons ea atração está quebrado.
  • A interacção catião-pi ocorre entre um ligação pi e um cátion.

Resumo: elétrons em ligações químicas

No (irrealista) limite de "puro" ligação iónica, os electrões estão perfeitamente localizados em um dos dois átomos na ligação. Tais ligações podem ser compreendido pelos física clássica. As forças entre os átomos são caracterizados pela isotrópico contínuo potencial eletrostático. Sua magnitude é proporcional à diferença simples carga.

As ligações covalentes são melhor compreendidas por ligação de valência ou teoria orbital molecular. As propriedades dos átomos envolvidos podem ser entendido usando conceitos tais como número de oxidação. A densidade de elétrons dentro de um vínculo não é atribuído a átomos individuais, mas em vez disso é deslocalizados entre átomos. Em ligação de valência, os dois electrões nos dois átomos estão acoplados em conjunto com a força de ligação de acordo com a sobreposição entre eles. Em teoria orbital molecular, o combinação linear de orbitais atômicos (LCAO) ajuda a descrever as estruturas orbitais moleculares deslocalizadas e energias com base nos orbitais atómicas dos átomos de onde vieram. Ao contrário de ligações iônicas puros, ligações covalentes pode ter dirigido propriedades anisotrópicas. Estas podem ter seus próprios nomes, tais como ligação sigma e ligação pi.

No caso geral, átomos de formar ligações que são intermediários entre iónica e covalente, dependendo da relação electronegatividade dos átomos envolvidos. Este tipo de ligação é às vezes chamado covalente polar.

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