O que mantém os átomos unidos?
Uma ligação química é o que baixa a energia de um conjunto de átomos quando permanecem ligados. Os átomos acomodam os seus electrões de três maneiras gerais: transferi-los (iónica), partilhá-los entre dois núcleos (covalente), ou pô-los em comum ao longo de uma rede inteira (metálica). As substâncias reais formam um contínuo — a partilha numa ligação C–H é muito mais equilibrada do que numa ligação O–H — mas cada estrutura desta página é construída a partir de uma só pergunta: dados os electrões de valência, onde é que os átomos têm de ficar?
A regra a reter: a repulsão ordena-se assim: par isolado–par isolado > par isolado–ligação > ligação–ligação. Os pares isolados são sustentados por um único núcleo, por isso ocupam mais espaço do que os pares de ligação, apertando as ligações — e é por isso que o CH4 tem 109,5° mas o H2O tem 104,5°.
Três famílias de ligações
| Aspect | Iónica | Covalente | Metálica |
|---|
| O que acontece | Os electrões transferem-se do metal para o não metal; cargas opostas atraem-se | Pares de electrões partilhados entre dois núcleos | Electrões deslocalizados por todos os catiões metálicos |
| Exemplo | NaCl, MgO | H2O, CO2, diamond | Cu, Fe |
| Comportamento típico | Ponto de fusão alto, frágil, conduz apenas quando fundido/dissolvido | Formas moleculares definidas, pontos de ebulição baixos (sólidos moleculares) | Conduz no estado sólido, maleável, brilhante |
A diferença de eletronegatividade ΔEN ordena o contínuo: perto de 0 a partilha é igual (covalente apolar), por volta de 0,4–1,7 é desequilibrada (covalente polar), e acima de cerca de 1,7 uma descrição de transferência total costuma ganhar. A eletronegatividade sobe para a direita e para cima na tabela periódica, e é por isso que o F puxa mais do que todos.
Polaridade da ligação vs. polaridade molecular
Uma ligação polar tem um dipolo de ligação — um pequeno vetor que aponta do extremo positivo para o átomo negativo (ganancioso de electrões). Se a molécula é polar é uma questão de geometria: somam-se os vetores. O CO2 e o H2O contêm ambos ligações fortemente polares, mas o CO2 é linear (AX2, 180°), por isso os seus dois dipolos apontam em sentidos opostos e anulam-se, enquanto o H2O é angular (AX2E2, 104,5°), por isso reforçam-se num dipolo líquido de 1,85 D. O painel de polaridade acima executa exatamente este raciocínio para cada geometria.
VSEPR: forma a partir de domínios contados
A teoria da repulsão dos pares de electrões de valência prevê a forma contando os domínios eletrónicos à volta do átomo central — cada ligação simples, dupla ou tripla conta como um domínio, tal como cada par isolado. Dois domínios dispõem-se linearmente, três trigonal-planares, quatro tetraédricos, cinco bipirâmide trigonal, seis octaédricos. A notação AXE regista a resposta: átomo central A, Xn átomos ligados, Em pares isolados. Observe os ângulos a comprimirem-se à medida que os pares isolados substituem ligações na série isoeletrónica CH4 (109,5°) → NH3 (107°) → H2O (104,5°): os mesmos quatro domínios, mais deles isolados. A geometria molecular difere da geometria dos domínios eletrónicos sempre que existem pares isolados — os domínios da água são tetraédricos, embora os átomos formem uma forma angular. É por isso que os dois pares isolados da água a dobram para 104,5°, enquanto as duas ligações duplas do CO2 o deixam rigidamente linear.
Hibridização e carga formal
A teoria da ligação de valência explica as ligações direcionadas destas geometrias misturando os orbitais s e p do átomo em híbridos que apontam para onde apontam os domínios: 2 domínios → sp (180°), 3 → sp² (120°), 4 → sp³ (109,5°), 5 → sp³d, 6 → sp³d². Trate o rótulo como contabilidade de « tantas direções equivalentes » e não como uma receita literal. A carga formal é a contabilidade complementar para qual estrutura de Lewis desenhar: FC = electrões de valência − electrões de pares isolados − metade dos electrões de ligação. O carbono do CH4 fica com 4 − 0 − 4 = 0; a melhor estrutura é a que minimiza as cargas formais e as afasta do interior. A ressonância é a admissão honesta de que um único desenho não chega — as duas ligações S–O do SO2 são equivalentes com ordem de ligação 1,5, e não alternam entre simples e dupla.
Flexibilidade do octeto
Os átomos do segundo período (C, N, O, F) estão estritamente limitados a oito electrões. Para além disso, a vida afrouxa: o BF3 sobrevive com apenas seis à volta do boro (tornando-o um aceitador de pares eletrónicos faminto), enquanto os átomos do terceiro período e superiores se expandem sem protesto — o PCl5 e o SF6 têm 10 e 12, e o XeF4 encaixa quatro ligações mais dois pares isolados num arranjo octaédrico, achatando-se para quadrado planar.
Ideias erradas comuns
- Ligações polares fazem uma molécula polar. Só se a geometria não as anular — CO2, BF3, CH4, SF6 e XeF4 têm todos ligações polares ou idênticas dispostas de forma suficientemente simétrica para serem apolares.
- Uma ligação dupla são dois domínios. Repele como um único domínio volumoso; as duas ligações duplas C=O do CO2 continuam a dar número estérico 2 e forma linear.
- Geometria molecular = geometria eletrónica. Só é verdade com zero pares isolados; os domínios do NH3 são tetraédricos, os seus átomos são piramidais trigonais.
- A estrutura de Lewis é a molécula. É um esboço de contabilidade; a ressonância (SO2), a deslocalização (benzeno) e a medição (as duas ligações S–O iguais) têm rotineiramente mais peso do que qualquer desenho isolado.
Ferramentas relacionadas: Configuração eletrónica (contar os electrões de valência que formam as ligações), Química orgânica (formas dos grupos funcionais) e Editor de estruturas (desenhar as moléculas).
