Electronegativity e Bond Tipo
Os dois extremos ideais de ligação química: (1) ligação iônica, em que um ou mais elétrons são transferidos completamente de um átomo para outro, e a resultante íons são mantidos juntos puramente por forças eletrostáticas e (2) ligação covalente, na qual elétrons são compartilhados igualmente entre os dois átomos. A maioria dos compostos, no entanto, tem ligações covalentes polares, o que significa que os elétrons são compartilhados de forma desigual entre os átomos ligados. A eletronegatividade determina como os elétrons compartilhados são distribuídos entre os dois átomos em uma ligação covalente polar. Quanto mais fortemente um átomo atrai os electrões nas suas ligações, maior é a sua electronegatividade. Elétrons em uma ligação covalente polar são deslocados para o átomo mais eletronegativo; assim, o átomo mais eletronegativo é aquele com a carga negativa parcial. Quanto maior a diferença na eletronegatividade, mais polarizada a distribuição de elétrons e maiores as cargas parciais dos átomos. Lembre− se que um delta Grego minúsculo ( δ ) É usado para indicar que um átomo ligado possui uma carga parcial positiva, indicada por δ+ , Ou UMA carga parcial negativa, indicada por δ -, e uma ligação entre dois átomos que possuem cargas parciais é uma ligação polar.
Figura \(\PageIndex{3}\): A distribuição eletrônica em uma ligação covalente não-polar, uma ligação covalente Polar e uma ligação iônica usando estruturas elétricas de Lewis. Regiões ricas em elétrons (carregadas negativamente) são mostradas em azul; regiões pobres em elétrons (carregadas positivamente) são mostradas em vermelho.
Se uma ligação é iônica, covalente apolar, ou polar, covalente pode ser estimada calculando-se o valor absoluto da diferença em electronegativity (ΔEN) de dois átomos ligados. Quando a diferença é muito pequena ou zero, a ligação é covalente e não-polar. Quando é grande, a ligação é covalente polar ou iônica. Os valores absolutos das diferenças de eletronegatividade entre os átomos nas ligações H–H, H–Cl, E Na–Cl São 0 (nonpolar), 0.9 (covalente polar), e 2.1 (iônico), respectivamente. The degree to which electrons are shared between atoms varies from completely equal (pure covalent bonding) to not at all (ionic bonding). A figura 7.2.4 mostra a relação entre a diferença de eletronegatividade e o tipo de ligação. Esta tabela é apenas um guia geral, no entanto, com muitas exceções. O melhor guia para o caráter covalente ou iônico de uma ligação é considerar os tipos de átomos envolvidos e suas posições relativas na tabela periódica. Ligações entre dois não-metais são geralmente covalentes; a ligação entre um metal e um não-metal é muitas vezes iônica.
figura \(\PageIndex{4}\): à medida que a diferença de eletronegatividade aumenta entre dois átomos, a ligação torna-se mais iónica.alguns compostos contêm ligações covalentes e iónicas. Os átomos em íons poliatômicos, tais como OH–, NO3−, e NH4+, são mantidos juntos por ligações covalentes polares. No entanto, estes íons poliatômicos formam compostos iônicos combinando com íons de carga oposta. Por exemplo, o nitrato de potássio, KNO3, contém o K+ catião e o no3− anião poliatómico. Thus, bonding in potassium nitrate is ionic, resulting from the electrostatic attraction between the ions K+ and NO3−, as well as covalent between the nitrogen and oxygen atoms in no3−.
exemplo \(\PageIndex{1}\): A electronegatividade e a polaridade de ligação
as polaridades de ligação desempenham um papel importante na determinação da estrutura das proteínas. Usando os valores de eletronegatividade na tabela A2, organizar as seguintes ligações covalentes – todas comumente encontradas em aminoácidos—em ordem de aumentar a polaridade. Em seguida, designar o positivo e o negativo átomos usando os símbolos δ+ e δ–:
C–H, C–N, C–O, N–H, O–H, S–H
Solução
A polaridade destes títulos aumenta à medida que o valor absoluto da electronegativity diferença aumenta. O átomo com a designação δ é o mais eletronegativo dos dois. A tabela \(\PageIndex{1}\) mostra estas ligações para aumentar a polaridade.