Graduação
  1. Química Geral  1.1. Introdução à Química  1.2. Estrutura Atômica  1.2.1. Partículas subatômicas  1.2.2. Modelo Atômico  1.2.3. Números quânticos  1.2.4. Configuração Eletrônica  1.2.5. Tendências periódicas  1.2.6. Isótopos e suas aplicações  1.3. Ligação Química  1.3.1. Ligação iônica  1.3.2. Ligações covalentes  1.3.3. Ligação Metálica  1.3.4. Hibridização  1.3.5. Geometria molecular e teoria VSEPR  1.3.6. Polaridade de ligação e momento dipolar  1.4. Estequiometria  1.4.1. Conceito de mol  1.4.2. Fórmula empírica e molecular  1.4.3. Reagente limitante e reagente em excesso  1.4.4. Rendimento Percentual e Pureza  1.4.5. Cálculo de diluição  1.5. Estados da Matéria  1.5.1. Leis dos Gases  1.5.2. Matéria e Forças Intermoleculares  1.5.3. Estruturas Sólidas e Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma e fluido supercrítico  1.6. Reações químicas  1.6.1. Tipos de Reações Químicas  1.6.2. Balanceamento de Equações Químicas  1.6.3. Reações termoquímicas  1.6.4. Perfis de energia de reação  1.7. Soluções e Misturas  1.7.1. Unidades de concentração  1.7.2. Propriedades do síndrome  1.7.3. Solubilidade e Regras de Solubilidade  1.7.4. Lei de Henry e Lei de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partição  1.8. Equilíbrio químico  1.8.1. Lei da ação das massas  1.8.2. Princípio de Le Chatelier  1.8.3. Quociente de reação  1.8.4. Para usar esta calculadora online para Constante de Equilíbrio, insira a Constante de Equilíbrio (Eq.) e pressione o botão calcular. Aqui está como o cálculo da Constante de Equilíbrio pode ser explicado com os valores de entrada fornecidos -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Balanço ácido-base  1.9. Ácidos e bases  1.9.1. Definições de Arrhenius, Brønsted–Lowry e Lewis  1.9.2. pH e pOH  1.9.3. Titulação ácido-base  1.9.4. Solução Tampão  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Ácidos e Bases Polipróticos  1.10. Eletroquímica  1.10.1. reações redox  1.10.2. Células Galvânicas e Eletrolíticas  1.10.3. Equação de Nernst  1.10.4. Eletrolise  1.10.5. Leis de Faraday da eletrólise  1.11. Termodinâmica  1.11.1. Leis da Termodinâmica  1.11.2. Entalpia, entropia e energia livre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidade das reações  1.11.4. Ciclos termodinâmicos (Lei de Hess, Ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. Lei de velocidade e ordem de reação  1.12.2. Energia de Ativação e Catalisador  1.12.3. Teoria das colisões  1.12.4. Mecanismo de reação  1.12.5. Teoria do estado de transição
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  3. Química inorgânica  3.1. Química de Coordenação  3.1.1. Ligantes e compostos de coordenação  3.1.2. Teoria do campo cristalino  3.1.3. Teoria do Orbital Molecular em Compostos de Coordenação  3.1.4. Distorsão de Jahn–Teller  3.2. Química do Grupo Principal  3.2.1. Metais alcalinos e alcalino-terrosos  3.2.2. Halogênios e Gases Nobres  3.2.3. Metais de transição e seus complexos  3.2.4. Lantanídeos e Actinídeos  3.3. Química do estado sólido  3.3.1. Redes cristalinas e células unitárias  3.3.2. Defeitos em sólidos  3.3.3. Propriedades elétricas e magnéticas  3.3.4. Supercondutividade  3.4. Química bioinorgânica  3.4.1. Íons metálicos na biologia  3.4.2. Reações enzimáticas com metais  3.4.3. Intoxicação por metais e desintoxicação  3.4.4. Metaloproteínas e Metaloenzimas
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Ligação Química


A ligação química é um conceito fundamental na química que descreve como os átomos se unem para formar moléculas e compostos. Em sua essência, a ligação química envolve as interações entre os elétrons nas camadas mais externas dos átomos, fazendo com que eles se unam em várias configurações. O estudo da ligação química nos permite entender as estruturas, propriedades e comportamentos de várias substâncias.

Tipos de ligações químicas

Existem vários tipos principais de ligações químicas, cada uma com diferentes propriedades e características. Os três principais tipos de ligações químicas são as ligações iônicas, covalentes e metálicas.

Ligação iônica

Ligações iônicas se formam quando os elétrons são transferidos de um átomo para outro, resultando na formação de íons. Este tipo de ligação é geralmente formado entre metais e não metais. O átomo de metal perde elétrons para se tornar um íon com carga positiva, ou cátion, enquanto o não metal ganha elétrons para se tornar um íon com carga negativa, ou ânion. As ligações iônicas são formadas pela atração entre cargas opostas.

Por exemplo, na formação do cloreto de sódio (NaCl), o sódio (Na) perde um elétron para formar Na+, e o cloro (Cl) ganha um elétron para formar Cl-. A ligação iônica é a atração eletrostática entre esses dois íons de cargas opostas.

Na → Na+ + e-
Cl + e- → Cl-
Na+ + Cl- → NaCl

Exemplo visual de ligação iônica:

Na Cloro Na+ Cl-

Ligações covalentes

Ligações covalentes se formam quando dois átomos compartilham um ou mais pares de elétrons. Este tipo de ligação geralmente se forma entre átomos não metálicos. Nas ligações covalentes, os elétrons compartilhados permitem que cada átomo alcance uma camada externa completa de elétrons, criando uma configuração mais estável.

Um exemplo clássico de ligação covalente é encontrado na molécula de água (H2O). Cada átomo de hidrogênio compartilha um de seus elétrons com um átomo de oxigênio, e o átomo de oxigênio compartilha um de seus elétrons com cada átomo de hidrogênio, resultando em duas ligações covalentes.

H• + •H → H:H (Ligação Covalente em H2O)

Exemplo visual de uma ligação covalente:

O H H

Ligação metálica

As ligações metálicas são encontradas em elementos metálicos onde os átomos são mantidos juntos em uma rede por um conjunto de elétrons compartilhados. Nas ligações metálicas, os elétrons estão deslocalizados, ou seja, não estão ligados a nenhum átomo em particular, mas se movem livremente por toda a estrutura. Esta deslocalização é responsável por muitas das propriedades dos metais, como a condutividade elétrica, ductilidade e brilho.

Uma modificação deste modelo de mar de elétrons pode ser vista em metais como o cobre (Cu) e alumínio (Al), onde a ligação metálica mantém os íons metálicos juntos através de elétrons compartilhados.

Exemplo visual de uma ligação metálica:

Polaridade das ligações e eletronegatividades

O conceito de eletronegatividade é importante para entender a natureza das ligações químicas. Eletronegatividade refere-se à capacidade de um átomo de atrair elétrons para si em uma ligação química. A diferença de eletronegatividades entre dois átomos ligados pode determinar a polaridade da ligação.

Uma ligação covalente apolar é formada quando os átomos ligados têm eletronegatividades semelhantes, resultando no compartilhamento igual de elétrons. Por exemplo, em uma molécula de hidrogênio (H2), ambos os átomos de hidrogênio têm eletronegatividades semelhantes, resultando em uma ligação apolar.

H:H (Ligação Covalente Apolar em H2)

Em contraste, uma ligação covalente polar ocorre quando há uma diferença significativa de eletronegatividades entre os átomos ligados. Isso resulta em uma distribuição desigual da densidade eletrônica, com o átomo mais eletronegativo adquirindo uma carga negativa parcial, e o átomo menos eletronegativo adquirindo uma carga positiva parcial. Um exemplo familiar é a molécula de água (H2O) onde o átomo de oxigênio é mais eletronegativo que os átomos de hidrogênio.

Hδ+ - Oδ- - Hδ+ (Ligação Covalente Polar em H2O)

Forças intermoleculares

Enquanto ligações químicas mantêm átomos juntos dentro de uma molécula, forças intermoleculares (FIMs) são as forças atrativas que existem entre moléculas. Estas forças desempenham um papel essencial na determinação das propriedades físicas das substâncias, como seus pontos de fusão e ebulição.

Tipos de forças intermoleculares

1. Forças de dispersão de London: Estas são as forças intermoleculares mais fracas e surgem de flutuações temporárias na densidade eletrônica, criando dipolos de curta duração. Todas as moléculas exibem forças de dispersão de London, mas elas são particularmente importantes em moléculas apolares.

2. Interações dipolo-dipolo: ocorrem em moléculas polares onde as extremidades positivas e negativas de diferentes moléculas se atraem. A força das interações dipolo-dipolo depende da polaridade das moléculas envolvidas.

3. Ligação de hidrogênio: Um tipo especial de interação dipolo-dipolo que ocorre quando o hidrogênio está ligado a átomos altamente eletronegativos, como nitrogênio, oxigênio ou flúor. As ligações de hidrogênio são relativamente fortes entre as forças intermoleculares e são importantes na manutenção da estrutura de moléculas biológicas como a água e o DNA.

Exemplo visual de forças intermoleculares:

H2O H2O

Estruturas de Lewis e teoria VSEPR

As estruturas de Lewis são um método de modelagem de moléculas mostrando como os átomos estão conectados uns aos outros e quais pares solitários de elétrons podem estar presentes. Elas são úteis para prever a geometria das moléculas quando usadas em conjunto com a teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (VSEPR).

A teoria VSEPR explica as formas moleculares com base no fato de que pares de elétrons, tanto ligados quanto não ligados, se repelem. Ao minimizar essa repulsão, a teoria ajuda a prever o arranjo dos átomos em uma molécula.

Exemplo de Estrutura de Lewis para Água:
H / O  H

De acordo com a teoria VSEPR, a forma molecular da água é angular devido aos dois pares solitários de elétrons presentes no oxigênio, que empurram as ligações O-H para baixo.

Conclusão

Compreender as ligações químicas é a chave para entender os princípios da química. As interações entre átomos por meio de ligações iônicas, covalentes e metálicas ajudam a definir inúmeros compostos e materiais. Além disso, estudar forças intermoleculares aprofunda nosso entendimento das propriedades da matéria, e usar modelos como estruturas de Lewis e a teoria VSEPR nos permite examinar a geometria molecular. Ao combinar esses conceitos, podemos entender melhor a complexidade das estruturas e reações químicas.


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