Ligações em compostos orgânicos

História da teoria das ligações de carbono em compostos orgânicos

Já em 1858, dois cientistas, August Kekule e Archibald Couper, publicaram trabalhos independentes nos quais afirmavam que o átomo de carbono em todos os compostos orgânicos é capaz de ligar quatro substituintes. Ficou então definido que o carbono tinha quatro centros de afinidade com outras unidades, o que significava na prática que os átomos de carbono de quatro valências são capazes de produzir quatro ligações químicas, o que leva à formação de compostos estáveis. August Kekule também afirmou que os átomos de carbono podem se ligar uns aos outros para produzir cadeias de carbono mais longas. O próximo passo foram as teorias sobre a possível existência de ligações múltiplas. Alexander Crum Brown propôs a existência de uma dupla ligação C=C no etileno, enquanto Emil Erlenmeyer – a existência de uma ligação tripla C≡C na molécula de acetileno. Em 1865, Kekule deu outra contribuição ao desenvolver o conceito de átomos de carbono ligando-se não apenas de maneira simples, mas também dobrando-se e fechando-se para formar anéis. Em 1874, Jacobus vant’t Hoff e Joseph Le Bel introduziram outra dimensão na química das moléculas, assumindo que as ligações de carbono existentes no espaço não são orientadas de maneira caótica, mas têm um arranjo espacial especificado. Desta forma, chegamos ao modelo atualmente existente do átomo de carbono quadrivalente, cujas ligações no espaço formam um tetraedro, e seus vértices são dispostos não apenas em uma linha plana, mas também na frente e atrás do plano da linha do observador.

Por que as ligações químicas são formadas?

Os átomos se ligam uns aos outros para tornar a molécula produzida o mais estável possível. Tal forma é mais durável e tem uma energia menor do que os átomos individuais separadamente. Após a formação de uma ligação química, a energia do sistema é liberada e reduzida. A análise da formação de tais ligações também é baseada nas informações sobre o estado de sua camada de valência eletrônica. O fato é que a maior estabilidade é apresentada por aqueles elementos que possuem um octeto naquela camada, enquanto os elementos que não possuem um octeto em estado livre são propensos a adotar a configuração eletrônica de um gás nobre . Dependendo do grupo, o caminho para esse estado pode exigir a perda de um elétron, por exemplo. A quantidade de energia necessária para realizar tal operação é definida pela energia de ionização (E _j ).

Ligações ionicas

Os metais situados no lado esquerdo da tabela periódica tendem a produzir íons positivos (cátions) cedendo seus elétrons. Pelo contrário, halogênios e outros não-metais reativos atraem elétrons adicionais, produzindo assim íons negativos (ânions). O elemento-chave que afeta o comportamento dos átomos em relação aos elétrons é sua afinidade eletrônica (E _pe ), que é específica para cada um dos átomos analisados. Um elétron ligado à maioria dos elementos causa a liberação de energia, então a maioria dos valores de E _pe são negativos. A ligação iônica é o caso mais simples para análise – ela existe entre um metal com baixo valor de E _j e um ametal com alto valor absoluto de E _pe .

A ligação atômica

Os elementos localizados no meio da tabela periódica não podem formar ligações iônicas devido à sua configuração eletrônica . O carbono, o elemento mais importante para a química orgânica, se considerarmos a estrutura mais simples do metano (CH ₄ ), tem a seguinte configuração: 1s ¹ 2s ² 2p ² , portanto seria muito difícil para ele aceitar ou ceder elétrons para atingir a configuração de um gás nobre. Os átomos desse tipo agem de maneira diferente, compartilhando seus elétrons com outros átomos. Tal esquema foi proposto pela primeira vez por Gilbert N. Lewis em 1916. A ligação foi chamada de ligação covalente, e o conjunto de átomos ligados a ela foi chamado de molécula. O método de apresentação da notação de tais ligações é baseado nas fórmulas estruturais de Lewis, nas quais os elétrons de valência são representados por pontos. A maior estabilidade molecular é alcançada quando a configuração do átomo atinge a configuração eletrônica de um gás nobre e tem seus orbitais s e p de valência preenchidos. O número de ligações atômicas possíveis de serem formadas depende do número de elétrons de valência do átomo. Se o átomo contiver um, dois ou três elétrons de valência, esse é o número de ligações que ele pode produzir. Se o átomo tiver quatro ou mais elétrons de valência, ele produzirá quantas ligações forem suficientes para preencher os níveis s e p de suas camadas, até que um octeto seja alcançado.

A teoria das ligações de valência

Ele assume que uma ligação química do tipo átomo é formada quando os átomos se aproximam a uma distância tal que seus orbitais preenchidos individualmente se sobrepõem. Os elétrons emparelhados dessa maneira são atraídos pelos núcleos de ambos os átomos, enquanto se ligam. A força de tal ligação depende em grande parte do grau de sobreposição dos orbitais: quanto maior a sobreposição, mais forte a ligação. Isso nos leva ao próximo ponto da teoria: a orientação das ligações no caso da sobreposição de orbitais diferentes de s. Se houver uma interação, por exemplo, entre um orbital 2p e 1s, ela será desenvolvida ao longo do eixo do orbital p direcional. Com base na forma dos orbitais sobrepostos, também podemos obter a seção transversal da ligação. Para dar um exemplo: se dois átomos de hidrogênio compartilham elétrons do orbital s em forma de esfera, a seção transversal dessa ligação também será um círculo e a simetria da ligação HH será cilíndrica. Uma ligação formada por uma sobreposição frontal de orbitais ao longo da linha entre os núcleos é uma ligação sigma (σ), que é a mais comum. Outra é a ligação pi (π), resultante da sobreposição de orbitais 2p preenchidos individualmente. Evita a rotação, por exemplo, em torno da ligação CC. É mais fraco que a ligação sigma e mais fácil de quebrar, o que o torna mais reativo. As suposições mais importantes da teoria das ligações de valência são as seguintes:

1. As ligações atômicas podem ser formadas graças à sobreposição de orbitais moleculares que possuem um elétron com spin oposto.
2. Cada átomo que participa da formação da ligação mantém seus orbitais atômicos, enquanto o par de elétrons localizado nos orbitais sobrepostos é compartilhado.
3. Quanto mais os orbitais se sobrepõem, mais forte é a ligação química.

Termos como força de ligação ou comprimento de ligação são específicos para cada ligação atômica. Força – define a quantidade de energia que deve ser fornecida ao sistema para quebrar a molécula em átomos. Pode ser calculado comparando a energia do produto estável com a energia do substrato. Por exemplo, se a ligação dos átomos de hidrogênio fizer com que a molécula libere 436 kJ/mol, a energia do produto será menor nesse valor, e essa será a força da ligação. Para quebrá-lo, teríamos que fornecer pelo menos essa quantidade de energia. O comprimento de uma ligação refere-se à distância ótima determinada entre os núcleos. Se eles estiverem muito próximos, eles se afastarão devido à sua carga positiva. Se eles estiverem muito longe um do outro, eles serão incapazes de compartilhar seus elétrons de ligação.

A teoria dos orbitais moleculares

Ele assume a definição de ligações atômicas como combinações matemáticas de funções de onda que formam orbitais moleculares. Eles são considerados como componentes de toda a molécula, não de um átomo em particular. Portanto, um orbital molecular define a parte no espaço da molécula onde é mais provável que os elétrons estejam presentes. Como no caso dos orbitais atômicos, os valores característicos incluem tamanho, forma e energia. Ao contrário deles, os orbitais moleculares podem interagir de duas maneiras diferentes: aditiva ou subtrativa. Tomando a molécula de hidrogênio como exemplo, se os orbitais se ligarem de forma aditiva, sua forma se assemelhará a um ovo. A ligação subtrativa causará subtração mútua desses orbitais, e o espaço entre os núcleos incluirá apenas um nó de função de onda, o que resulta em uma baixa densidade da nuvem de elétrons e na falta de preenchimento. No caso de ligação aditiva, a energia do orbital é menor que a dos orbitais 1s individuais de um átomo de hidrogênio e constitui um orbital de ligação. A energia de um orbital formado por combinação subtrativa é maior que a energia de orbitais atômicos individuais, e tal orbital é chamado de orbital antiligante. Isso se deve ao fato de que os elétrons presentes em tal orbital não podem estar situados no espaço nodal e, conseqüentemente, são incapazes de produzir ligações. As suposições básicas da teoria dos orbitais moleculares incluem o seguinte:

1. Os orbitais moleculares são a mesma parte nas moléculas que os orbitais atômicos nos átomos. Como eles são possíveis de descrever, podemos apresentar a parte espacial na molécula onde os elétrons provavelmente estão presentes. Cada orbital molecular tem seu tamanho, forma e nível de energia específicos.
2. Orbitais moleculares são formados pela conversão de orbitais atômicos. Seu número é igual ao número dos atuais orbitais atômicos que produziram as combinações.
3. Dependendo da energia de um orbital molecular em relação aos orbitais atômicos, eles podem ser ligantes ou não ligantes. Se a energia de um orbital molecular formado for menor, eles são orbitais ligantes; se for maior, são orbitais não ligantes.