Enlace químico

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Um enlace químico é o processo físico responsável pelas interacções atraentes entre átomos e moléculas, e que confere estabilidade aos compostos químicos diatómicos e poliatómicos. A explicação de tais forças atraentes é uma área complexa que está descrita pelas leis da electrodinámica cuántica.^[1] No entanto, na prática os químicos costumam apoiar-se na mecânica cuántica ou em descrições cualitativas que são menos rigorosas, mas mais singelas em sua descrição do enlace químico. Em general, o enlace químico forte está associado com a compartición ou transferência de elétrons entre os átomos participantes. As moléculas, cristais, e gases diatómicos -ou seja a maior parte do ambiente físico que nos rodeia- está unido por enlaces químicos, que determinam a estrutura da matéria.

Os enlaces variam amplamente em sua força. Geralmente, o enlace covalente e o enlace iónico costumam ser descritos como "fortes", enquanto o enlace de hidrógeno e as forças de Vão der Waals são consideradas como "débis". Deve ter-se cuidado porque os enlaces "débis" mais fortes podem ser mais fortes que os enlaces "fortes" mais débis.

Exemplo de enlaces químicos entre carbono C, hidrógeno H, e oxigénio Ou, representados segundo a estrutura de Lewis. Os diagramas de ponto representaram uma tentativa temporã de descrever os enlaces químicos, e ainda são amplamente usados hoje em dia.

Tendo em conta que o ónus opostos se atraem, e que os elétrons que orbitam o núcleo estão carregados negativamente, e que os protones no núcleo o estão positivamente, a configuração mais estável do núcleo e os elétrons é uma na que os elétrons passam a maior parte do tempo entre os núcleos, que em outro lugar do espaço. Estes elétrons fazem que os núcleos se atraiam mutuamente.

Na visão simplificada do denominado enlace covalente, um ou mais elétrons (frequentemente um par de elétrons) são levados ao espaço entre os dois núcleos atómicos. Aí, os elétrons negativamente carregados são atraídos ao ónus positivos de ambos núcleos, em vez de só seu próprio núcleo. Isto vence à repulsión entre os dois núcleos positivamente carregados de dois átomos, e esta atração tão grande mantém aos dois núcleos em uma configuração de equilíbrio relativamente fixa, ainda que ainda vibrarão na posição de equilíbrio. Em resumem, o enlace covalente envolve a compartición de elétrons nos que os núcleos positivamente carregados de dois ou mais átomos atraem simultaneamente aos elétrons negativamente carregados que estão a ser compartilhados. Em um enlace covalente polar, um ou mais elétrons são compartilhados inequitativamente entre dois núcleos.

Em uma visão simplificada de um enlace iónico, o elétron de enlace não é compartilhado, senão que é transferido. Neste tipo de enlace, o orbital atómico mais externo de um átomo tem um lugar livre que permite a adição de um ou mais elétrons. Estes elétrons recentemente agregados ocupam potencialmente um estado de menor energia (mais perto ao núcleo devido ao alto ónus nuclear efectiva) do que experimentam em um tipo diferente de átomo. Em consequência, um núcleo oferece uma posição a mais forte união a um elétron do que o faz o outro núcleo. Esta transferência ocasiona que um átomo assuma um ónus neto positiva, e que o outro assuma um ónus neto negativa. Então, o enlace resulta da atração electrostática entre os átomos, e os átomos constituem-se em iones de ónus positiva ou negativa.

Todos os enlaces podem ser explicados pela teoria cuántica, mas, na prática, algumas regras de simplificação lhes permitem aos químicos predizer a força, direccionalidad e polaridad dos enlaces. A regra do octeto e a teoria de repulsión de pares de elétrons da capa de valencia são dois exemplos. As teorias mais sofisticadas, como a teoria do enlace de valencia, que inclui a hibridación de orbitais e a ressonância, e o método de combinação linear de orbitais atómicos dentro da teoria dos orbitais moleculares, que inclui à teoria do campo dos ligantes. A electrostática é usada para descrever polaridades de enlace e os efeitos que exerce nas substâncias químicas.

As primeiras especulações com respeito à natureza do enlace químico são tão temporãs como no século XII, se supunha que certos tipos de espécies químicas estavam unidas entre si por um tipo de afinidad química. Em 1704, Isaac Newton esboçou sua teoria de enlace atómico, em "Query 31" de seu Opticks, onde os átomos se unem uns a outros por alguma "força". Especificamente, após pesquisar várias teorias populares, em boga naquele tempo, de como os átomos se podia unir uns a outros, por exemplo, "átomos enganchados", "átomos colados uns a outros por repouso", ou "unidos por movimentos conspirantes", Newton assinalou o que inferiria posteriormente a partir de sua coesão que:

Em 1819, a raiz da invenção da pilha voltaica, Jöns Jakob Berzelius desenvolveu uma teoria de combinação química, introduzindo indirectamente o carácter electropositivo e electronegativo dos átomos combinantes. Em meados do séculos XIX, Edward Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.m. Butlerov e Hermann Kolbe, ampliando a teoria de radicais, desenvolveram a teoria de valencia, originalmente chamado "poder combinante" em que os compostos se mantinha unidos devido à atração entre pólos positivo e negativo. Em 1916, o químico Gilbert N. Lewis desenvolveu o conceito de enlace de par de elétrons, no que dois átomos podem compartilhar um e seis elétrons, formando o enlace de um sozinho elétron, enlace simples, enlace duplo, ou enlace triplo:

Nas próprias palavras de Lewis:

No mesmo ano, Walther Kossel lançou uma teoria similar à de Lewis, com a diferença de que seu modelo assumia uma transferência completa de elétrons entre os átomos, com o que era um modelo de enlace iónico. Tanto Lewis e Kossel estruturaram seus modelos de enlace a partir da regra de Abegg (1904).

Em 1927, o físico dinamarquês Oyvind Burrau derivou a primeira descrição cuántica matematicamente completa de um enlace químico simples, o produzido por um elétron no ion de hidrógeno molecular (dihidrogenilio), H₂⁺.^[2] Este trabalho mostrou que a aproximação cuántica aos enlaces químicos poderiam ser correctas fundamental e qualitativamente, mas os métodos matemáticos usados não poderiam se estender a moléculas que contivessem mais de um elétron. Uma aproximação mais prática, ainda que menos cuantitativa, foi publicada no mesmo ano por Walter Heitler e Fritz London. O método de Heitler-London forma a base do que agora se denomina teoria do enlace de valencia. Em 1929, Sir John Lennard-Jones introduziu o método de combinação linear de orbitais atómicos (CLOA ou dentro da teoria de orbitais moleculares, sugerindo também métodos para derivar as estruturas electrónicas de moléculas de F 2 (flúor) e as moléculas de Ou₂ (oxigénio, a partir de princípios cuánticos básicos. Esta teoria de orbital molecular representou um enlace covalente como um orbital formado por combinação dos orbitais atómicos da mecânica cuántica de Schrödinger que tinham sido hipotetizados pelos elétrons em átomos solitários. As equações para os elétrons de enlace em átomos multielectrónicos não poderiam ser resolvidos com perfección matemática (isto é, analiticamente), mas as aproximações para eles ainda produzem muitas predições e resultados cualitativos bons. Muitos cálculos cuantitativos em química cuántica moderna usam tanto as teorias de orbitais moleculares ou de enlace de valencia como ponto de partida, ainda que uma terceira aproximação, a teoria do funcional da densidade, se tem estado fazendo mais popular em anos recentes.

Em 1935, H.H. James e A.S. Coolidge levou a cabo um cálculo sobre a molécula de dihidrógeno que, a diferença de todos os cálculos prévios que usavam funções só da distância dos elétrons a partir do núcleo atómico, usou funções que só adicionaban explicitamente a distância entre os dois elétrons.^[3] Com 13 parámetros ajustables, eles obtêm o resultado muito próximo ao resultado experimental para a energia de disociación de enlace. Posteriores extensões usaram até 54 parámetros e produzem grande concordancia com os experimentos. Este cálculo convenceu à comunidade científica que a teoria cuántica poderia concordar com os experimentos. No entanto, esta aproximação não tem relação física com a teoria de enlace de valencia e orbitais moleculares e é difícil de estender a moléculas maiores.

Teoria do enlace de valencia

No ano 1927, a teoria de enlace de valencia foi formulada, argumentando essencialmente que o enlace químico se forma quando dois elétrons de valencia, em seus respectivos orbitais atómicos, trabalham ou funcionam para manter os dois núcleos juntos, em virtude aos efeitos de diminuição de energia do sistema. Em 1931, a partir desta teoria, o químico Linus Pauling publicou o que alguns consideram um dos mais importantes papéis na história da química: "Sobre a natureza do enlace químico". Neste papel, estendendo os trabalhos de Lewis, e a teoria do enlace de valencia (TEV) de Heitler e London, e seu próprio trabalho prévio, apresentou seis regras para o enlace de elétrons compartilhados, as três primeiras das quais geralmente já eram conhecidas:

1. O enlace de par de elétrons através da interacção de um elétron desapareado da cada um de dois átomos.

2. O spin dos elétrons têm que ser opostos.

3. Uma vez juntados, os dois elétrons não podem tomar parte em enlaces adicionais.

Suas três últimas regras eram novas:

4. Os termos de troca de elétrons para o enlace envolve só uma função de onda da cada átomo.

5. Os elétrons disponíveis no menor nível de energia formam os enlaces mais fortes.

6. De dois orbitais em um átomo, o que pode traslapar em maior quantidade com um orbital de outro átomo formará o enlace mais forte, e este enlace tenderá a jazer na direcção do orbital mais concentrado.

A partir deste artigo, Pauling publicaria em 1939 um livro de texto: "Sobre a Natureza do Enlace Químico" que viria a ser chamado por alguns como a "biblia" da química moderna. Este livro ajudou aos químicos experimentales a entender o impacto da teoria cuántica sobre a química. No entanto, a edição posterior de 1939 falhou em explicar adequadamente os problemas que pareciam ser melhor entendibles pela teoria de orbitais moleculares. O impacto da teoria do enlace de valencia declinó durante a decáda de 1960 e 1970 simultaneamente com o crescimento em popularidade da teoria de orbitais moleculares, que estava a ser implementada em muitos programas de grandes computadores. A partir da década de 1960, os problemas mais difíceis da implementação da teoria do enlace de valencia em programas de computadores tinham sido mayormente resolvidos e a teoria do enlace de valencia viu um resurgimiento.

Teoria dos orbitais moleculares

Orbital molecular HOMO-5 de tipo pi, na molécula de trifluoruro de boro, calculado usando Spartan.

A teoria dos orbitais moleculares (TOM) usa uma combinação linear de orbitais atómicos para formar orbitais moleculares, que abarcam a molécula inteira. Estes orbitais são divididos frequentemente em orbitais enlazantes, orbitais antienlazantes, e orbitais de não enlace. Um orbital molecular é simplesmente um orbital de Schrödinger que inclui vários, mas frequentemente só dois, núcleos. Se este orbital é do tipo em que os elétrons têm uma maior probabilidade de estar entre os núcleos que em qualquer outro lugar, o orbital será um orbital enlazante, e tenderá a manter os núcleos perto. Se os elétrons tendem a estar presentes em um orbital molecular em que passam a maior parte do tempo em qualquer lugar excepto entre os núcleos, o orbital funcionará como um orbital antienlazante, e realmente debilitará o enlace. Os elétrons em orbitais não enlazantes tendem a estar em orbitais profundos (perto aos orbitais atómicos) associados quase inteiramente ou com um núcleo ou com outro e então passarão igual tempo entre os núcleos e não nesse espaço. Estes elétrons não contribuem nem detractan a força do enlace.

Comparação das teorias do enlace de valencia e dos orbitais moleculares

Em alguns aspectos, a teoria do enlace de valencia é superior à teoria de orbitais moleculares. Quando se aplica à molécula mais simples de dois elétrons, H₂, a teoria do enlace de valencia, inclusive ao nível mais simples da aproximação de Heitler-London, produz uma aproximação mais próxima à energia de enlace, e provee uma representação mais exacta do comportamento dos elétrons ao se formar e se romper os enlaces químicos. Em contraste, a teoria de orbitais moleculares simples prediz que a molécula de hidrógeno se desassocia em uma sobreposição linear de átomos de hidrógeno, e iones positivos e negativos de hidrógeno, um resultado completamente contrário à evidência física. Isto explica em parte por que a curva de energia total contra a distância interatómica do método de orbitais de valencia jaz acima da curva do método de orbitais moleculares a todas as distâncias e, mais particularmente, para distâncias bem mais grandes. Esta situação surge para todas as moléculas diatómicas homonucleares e é particularmente um problema para o F₂, para o que a energia mínima da curva com a teoria de orbitais moleculares é ainda maior em energia que a energia dos dois átomos de flúor não enlaçados.

Os conceitos de hibridación são versáteis, e a variabilidad no enlace em muitos compostos orgânicos é tão modesta que a teoria do enlace permanece como uma parte integral do vocabulario do químico orgânico. No entanto, o trabalho de Friedrich Hund, Robert Mulliken, e Gerhard Herzberg mostrou que a teoria de orbitais moleculares provee uma descrição mais apropriada das propriedades espectroscópicas, magnéticas e de ionización das moléculas. As deficiências da teoria do enlace fizeram-se aparentes quando as moléculas hipervalentes (por exemplo, o PF₅) foram explicadas sem o uso do orbitais "d" que eram cruciais no esquema de enlace baseado em hibridación, proposto para tais moléculas por Pauling. Os complexos metálicos e compostos deficientes em elétrons (como o diborano) também resultaram ser melhor descritos pela teoria de orbitais moleculares, ainda que também se fizeram descrições usando a teoria do enlace de valencia.

Na década de 1930, os dois métodos competiam fortemente até que se observou que ambas eram aproximações a uma teoria melhor. Se toma-se a estrutura de enlace de valencia simples e mistura-se em todas as estruturas covalentes e iónicas possíveis que surgem de um jogo particular de orbitais atómicos, se chega ao que se chama a função de onda de interacção de configuração completa. Se toma-se a descrição de orbital molecular simples do estado fundamental e combina-se dita função com as funções que descrevem todos os estados excitados possíveis usando os orbitais não ocupados que surgem do mesmo jogo de orbitais atómicos, também se chega à função de onda de interacção de configuração completa. Pode ver-se que a aproximação de orbital molecular simples dá demasiado peso às estruturas iónicas, enquanto a aproximação de enlace de valencia simples lhe dá demasiado pouco. Isto pode ser descrito dizendo que a aproximação de orbitais moleculares simples é demasiado deslocalizada, enquanto a aproximação de enlaces de valencia é demasiado localizado.

Estas duas aproximações são agora observadas como complementares, a cada uma proveyendo suas próprias perspectivas no problema do enlace químico. Os cálculos modernos em química cuántica geralmente começam a partir de (mas finalmente vão para além) um orbital molecular em vez de uma aproximação de enlace de valencia, não por algum tipo de superioridad intrínseca da primeira, senão porque a aproximação de orbitais moleculares é bem mais rapidamente adaptável a computação numérica. No entanto, agora há melhores programas de enlace de valencia disponíveis.

Enlaces em fórmulas químicas

A tridimensionalidad dos átomos e moléculas faz difícil o uso de uma sozinha técnica para indicar os orbitais e enlaces. Na fórmula molecular, os enlaces químicos (orbitais enlazantes) entre átomos estão indicados por vários métodos diferentes de acordo ao tipo de discussão. Algumas vezes, desprezam-se completamente. Por exemplo, em química orgânica, a fórmula molecular do etanol (um composto em bebidas alcohólicas) pode ser escrito em papel como isómeros conformacionales, tridimensional, completamente bidimensional (indicando a cada enlace com direcções não tridimensionais), bidimensional comprimida (CH₃–CH₂–OH), separando o grupo funcional do resto da molécula (C₂H₅OH), ou seus constituintes atómicos (C₂H₆Ou), de acordo ao que se esteja a discutir. Algumas vezes, inclusive marcam-se os elétrons não enlazantes da capa de valencia (com as direcções aproximadas bidimensionalmente, estrutura de Lewis). Alguns químicos podem também representar os orbitais respectivos.

Enlaces químicos

Estes enlaces químicos são forças intramoleculares, que mantêm aos átomos unidos nas moléculas. Na visão simplista do enlace localizado, o número de elétrons que participam em um enlace (ou estão localizados em um orbital enlazante), é tipicamente um número par de dois, quatro, ou seis, respectivamente. Os números pares são comuns porque as moléculas costumam ter estados energéticos mais baixos se os elétrons estão juntados. Teorias de enlace substancialmente mais avançadas têm mostrado que a força de enlace não é sempre um número inteiro, dependendo da distribuição dos elétrons à cada átomo envolvido em um enlace. Por exemplo, os átomos de carbono no benceno estão ligados aos vizinhos imediatos com uma força aproximada de 1.5, e os dois átomos no óxido nítrico, NÃO, estão ligados com aproximadamente 2.5. O enlace cuádruple também são bem conhecidos. O tipo de enlace forte depende da diferença em electronegatividad e a distribuição dos orbitais electrónicos disponíveis aos átomos que se enlaçam. A maior diferença em electronegatividad, com maior força será um elétron atraído a um átomo particular envolvido no enlace, e mais propriedades "iónicas" terá o enlace ("iónico" significa que os elétrons do enlace estão compartilhados inequitativamente). A menor diferencia de electronegatividad, maiores propriedades covalentes (compartición completa) do enlace.

Os átomos enlaçados desta forma têm ónus eléctrica neutra, pelo que o enlace se pode chamar não polar.

Os enlaces covalentes podem ser simples quando se compartilha um sozinho par de elétrons, dobros ao compartilhar dois pares de elétrons, triplos quando compartilham três tipos de elétrons, ou cuádruples quando compartilham quatro tipos de elétrons.

Os enlaces covalentes não polares se formam entre átomos iguais, não há variação no número de oxidación. Os enlaces covalentes polares formam-se com átomos diferentes com grande diferença de electronegatividades. A molécula é electricamente neutra, mas não existe simetría entre o ónus eléctricos originando a polaridad, um extremo se caracteriza por ser electropositivo e o outro electronegativo.

Enlace covalente

O enlace covalente polar é intermediado em seu carácter entre um enlace covalente e um enlace iónico. Os átomos enlaçados desta forma têm ónus eléctrica neutra.

Os enlaces covalentes podem ser simples quando se compartilha um sozinho par de elétrons, dobros ao compartilhar dois pares de elétrons, triplos quando compartilham três pares de elétrons, ou cuádruples quando compartilham quatro pares de elétrons.

Os enlaces covalentes não polares se formam entre átomos iguais, não há variação no número de oxidación. Os enlaces covalentes polares formam-se com átomos diferentes com grande diferença de electronegatividades. A molécula é electricamente neutra, mas não existe simetría entre o ónus eléctricos originando a polaridad, um extremo se caracteriza por ser electropositivo e o outro electronegativo.

Em outras palavras, o enlace covalente é a união entre átomos em onde se dá um compartimento de elétrons, os átomos que formam este tipo de enlace são de caracter não metálico. As moléculas que se formam com átomos iguais (mononucleares) apresentam um enlace covalente mas em onde a diferença de electronegatividades é "0"

Enlace iónico

O enlace iónico é um tipo de interacção electrostática entre átomos que têm uma grande diferença de electronegatividad. Não há um valor preciso que distinga a ionicidad a partir da diferença de electronegatividad, mas uma diferença sobre 2.0 costuma ser iónica, e uma diferença menor a 1.5 costuma ser covalente. Em palavras mais singelas, um enlace iónico é aquele no que os elementos envolvidos aceitam ou perdem elétrons (se dá entre um catión e um anión) ou dito de outra forma, é aquele no que um elemento mais electronegativo atrai aos elétrons de outro menos electronegativo^[4] O enlace iónico implica a separação em iones positivos e negativos. O ónus iónicas costumam estar entre -3e a +3e.

Enlace covalente coordenado

Em enlace covalente coordenado, algumas vezes referido como enlace dativo, é um tipo de enlace covalente, no que os elétrons de enlace se originam só em um dos átomos, o doador de pares de elétrons, ou base de Lewis, mas são compartilhados aproximadamente por igual na formação do enlace covalente. Este conceito está a cair em desuso à medida que os químicos se pliegan à teoria de orbitais moleculares. Alguns exemplos de enlace covalente coordenado existem em nitronas e o borazano. O arranjo resultante é diferente de um enlace iónico em que a diferença de electronegatividad é pequena, resultando em uma covalencia. Costumam-se representar por setas, para diferenciar de outros enlaces. A seta mostra sua cabeça dirigida ao aceptor de elétrons ou ácido de Lewis, e a bicha à base de Lewis. Este tipo de enlace vê-se no ion amonio.

Enlace de um e três elétrons

Os enlaces com um ou três elétrons podem se encontrar em espécies radicais, que têm um número ímpar de elétrons. O exemplo mais simples de um enlace de um elétron encontra-se no catión de hidrógeno molecular, H₂⁺. Os enlaces de um elétron costumam ter a metade de energia de enlace, de um enlace de 2 elétrons, e em consequência chama-se-lhes "médios enlaces". No entanto, há excepções: no caso do dilitio, o enlace é realmente mais forte para o Li₂⁺ de um elétron, que para o Li₂ de dois elétrons. Esta excepção pode ser explicada em termos de hibridación e efeitos de capas internas.^[5]

O exemplo mais simples de enlace de três elétrons pode encontrar-se no catión de helio dimérico, Tenho₂⁺, e pode ser considerado também médio enlace porque, em termos de orbitais moleculares, o terceiro elétron está em um orbital antienlazante que cancela a metade do enlace formado pelos outros dois elétrons. Outro exemplo de uma molécula contendo um enlace de três elétrons, além de enlaces de dois elétrons, é o óxido nítrico, NÃO. A molécula de oxigénio, Ou₂, também pode ser vista como se tivesse dois enlaces de 3-elétrons e um enlace de 2-elétrons, o que justifica seu paramagnetismo e sua ordem formal de enlace de 2.^[6]

As moléculas com número ímpar de elétrons costumam ser altamente reactivas. Este tipo de enlace só é estável entre átomos com electronegatividades similares.^[6]

Enlaces flexionados

Os enlaces flexionados, também conhecidos como enlaces banana, são enlaces em moléculas tensionadas ou impedidas estéricamente cujos orbitais de enlaces estão forçados em uma forma como de banana. Os enlaces flexionados são mais susceptíveis às reacções que os enlaces ordinários.

Enlaces 3c-2e e 3c-4e

No enlace de três centros e dois elétrons ("3c-2e"), três átomos compartilham dois elétrons em um enlace. Este tipo de enlace apresenta-se em compostos deficientes em elétrons, como o diborano. A cada enlace deles (2 por molécula no diborano) contém um par de elétrons que liga aos átomos de boro entre si, com um átomo de hidrógeno no médio do enlace, compartilhando os elétrons com os átomos de boro.

O enlace de três centros e quatro elétrons ("3c-4e") explica o enlace em moléculas hipervalentes. Em certos compostos aglomerados, tem-se postulado a existência de enlaces de quatro centros e dois elétrons.

Em certos sistemas conjugados π (pi), como o benceno e outros compostos aromáticos, e em redes conjugadas sólidas como o grafito, os elétrons no sistema conjugado de enlaces π estão dispersos sobre tantos centros nucleares como existam na molécula ou a rede.

Enlace aromático

Em muitos casos, a localização dos elétrons não pode ser simplificada a simples línes (lugar para dois elétrons) ou pontos (um sozinho elétron). Em compostos aromáticos, os enlaces que estão em anéis planos de átomos, a regra de Hückel determina se o anel da molécula mostrará estabilidade adicional.

No benceno, o composto aromático prototípico, 18 elétrons de enlace mantém unidos a 6 átomos de carbono para formar uma estrutura de anel plana. A ordem de enlace entre os diferentes átomos de carbono resulta ser idêntico em todos os casos desde o ponto de vista químico, com um valor equivalente de aproximadamente 1.5.

No caso dos aromáticos heterocíclicos e bencenos substituídos, as diferenças de electronegatividad entre as diferentes partes do anel podem dominar sobre o comportamento químico dos enlaces aromáticos do anel, que de outra formar seria equivalente.

Enlace metálico

Em um enlace metálico, os elétrons de enlace estão deslocalizados em uma estrutura de átomos. Em contraste, nos compostos iónicos, a localização dos elétrons enlazantes e seus ónus é estática. Devido à deslocalización ou o livre movimento dos elétrons, têm-se as propriedades metálicas de conductividad, ductilidad e dureza.

Enlace intermolecular

Há quatro tipos básicos de enlaces que se podem formar entre dois ou mais moléculas, iones ou átomos que de outro modo não estariam sócios. As forças intermoleculares originam que as moléculas se atraiam ou repelan umas a outras. Frequentemente, isto define algumas de suas características físicas (como o ponto de fusão) de uma substância.

Dipolo permanente a dipolo permanente

Uma grande diferença de electronegatividad entre duas átomos enlaçados fortemente em uma molécula ocasiona a formação de um dipolo (um par positivo-negativo de ónus eléctricas parciais permanentes). Os dipolos atraem-se ou repelen uns a outros.

Enlace de hidrógeno

Enlace de hidrógeno.

Em alguma forma este é um exemplo de um dipolo permanente especialmente forte. No entanto, no enlace de hidrógeno, o átomo de hidrógeno está mais perto a ser compartilhado entre os átomos doador e o receptor, em um enlace 3-c 2-e. Os enlaces de hidrógeno explicar o ponto de ebullición relativamente alto dos líquidos como a água, amoníaco, e fluoruro de hidrógeno, comparado com suas contrapartes mais pesadas no mesmo grupo da tabela periódica.

Dipolo instantâneo a dipolo induzido (vão der Waals)

Os dipolos instantâneos a dipolo induzido, ou forças de London, são as interacções mais débis, mas também as mais ubicuas, entre todas as substâncias químicas. Imagine o átomo de helio: em qualquer instante, a nuvem electrónica ao redor do átomo (que, de outro modo seria neutro) pode estar ligeiramente desbalanceada, com momentaneamente mais ónus negativo em um lado que no outro. Isto é ao que se refere como um dipolo instantâneo. Este dipolo, com seu ónus ligeiramente desbalanceada, pode atrair ou repeler aos elétrons nos átomos de helio vizinhos, estabelecendo outro dipolo (dipolo induzido). Os dois átomos estar-se-ão a atrair por um instante, dantes que o ónus se rebalancee e os átomos se movam.

Interacção pi-catión

A interacção catión-pi apresenta-se entre o ónus negativo localizada dos elétrons de um orbital pi, localizados sobre e embaixo do plano de um anel aromático, e um ónus positivo.

Elétrons nos enlaces químicos

No limite (irrealístico) do enlace iónico puro, os elétrons estão perfeitamente localizados em um dos dois átomos no enlace. Tais enlaces podem ser interpretados pela física clássica. As forças entre os átomos estão caracterizadas por potenciais electrostáticos contínuos isótropos. Sua magnitude é uma proporção simples à diferença de ónus.

Os enlaces covalentes entende-se melhor pela teoria do enlace de valencia ou a teoria do orbital molecular. As propriedades dos átomos envolvidos podem ser interpretadas usando conceitos tais como número de oxidación. A densidade electrónica no enlace não está atribuída a átomos individuais, em vez disso está deslocalizada entre os átomos. Na teoria do enlace de valencia, os dois elétrons nos dois átomos se emparejan com uma força de enlace que depende do traslape entre os orbitais. Na teoria do orbital molecular, a combinação linear de orbitais atómicos (CLOA) ajuda a descrever as estruturas de orbitais moleculares deslocalizados e as energias baseadas nos orbitais atómicos dos átomos dos que prove. A diferença dos enlaces iónicos puros, os enlaces covalentes podem ter propriedades de direccionalidad (anisotropía). Estas podem ter seus próprios nomes, como sigma e pi.

No caso geral, os átomos formam enlaces que são intermediários entre iónico e covalente, dependendo da electronegatividad relativa dos átomos envolvidos. Este tipo de enlace é chamado algumas vezes enlace covalente polar.

Enlaces externos

• W. Locke (1997). Introduction to Molecular Orbital Theory. Acedido Março 3, 2009.
• Carl R. Nave (2005). HyperPhysics. Acedido Março 3, 2009.
• Linus Pauling and the Nature of the Chemical Bond: A Documentary History. Acedido Março 3, 2009.

Veja-se também

• Reacção química

Referências

Enlaces externos

• Wikimedia Commons alberga conteúdo multimédia sobre Enlace químico.Commons

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