Duas moléculas, quase do mesmo tamanho. Água, e sulfeto de hidrogênio. Enxofre fica diretamente abaixo do oxigênio na Tabela Periódica, então você esperaria que os dois…
English narration · English + 中文 subtitles burned in · Narração em inglês · Legendas em inglês + 中文 gravadas
3.1
Electronegativity · Eletronegatividade
Syllabus · Programa
English
define electronegativity as the power of an atom to attract electrons to itself
explain the factors influencing the electronegativities of the elements in terms of nuclear charge, atomic radius and shielding by inner shells and sub-shells
state and explain the trends in electronegativity across a period and down a group of the Periodic Table
use the differences in Pauling electronegativity values to predict the formation of ionic and covalent bonds (the presence of covalent character in some ionic compounds will not be assessed) (Pauling electronegativity values will be given where necessary)
Português
definir eletronegatividade como a capacidade de um átomo de atrair elétrons para si mesmo
explicar os fatores que influenciam as eletronegatividades dos elementos em termos de carga nuclear, raio atômico e blindagem por camadas internas e subcamadas
afirmar e explicar as tendências na eletronegatividade através de um período e para baixo de um grupo da Tabela Periódica
usar as diferenças nos valores de eletronegatividade de Pauling para prever a formação de ligações iônicas e covalentes (a presença de caráter covalente em alguns compostos iônicos não será avaliada) (Os valores de eletronegatividade de Pauling serão fornecidos quando necessário)
Source: Cambridge International syllabus · Fonte: Programa Cambridge International
English
Electronegativity 电负性 is the power of an atom to attract the electrons 电子 in a bond towards itself.
Three factors decide how electronegative an atom is:
nuclear charge 核电荷: more protons pull the bonding electrons more strongly.
atomic radius 原子半径: the closer the bond is to the nucleus, the stronger the pull.
shielding 屏蔽 by inner shells and sub-shells: more inner electrons weaken the pull on the bonding electrons.
So electronegativity rises across a period (more nuclear charge, smaller radius) and falls down a group (larger radius, more shielding). Fluorine is the most electronegative element.
You can use the difference in Pauling electronegativity 鲍林电负性 values to predict the bond type. A large difference gives an ionic bond; a small difference gives a covalent bond.
Português
Eletronegatividade 电负性 é a capacidade de um átomo de atrair os elétrons 电子 em uma ligação para si próprio.
Três fatores determinam quão eletronegativo é um átomo:
carga nuclear 核电荷: mais prótons puxam os elétrons de ligação com mais força.
raio atômico 原子半径: quanto mais próxima a ligação estiver do núcleo, mais forte é o puxão.
blindagem 屏蔽 pelas camadas internas e subcamadas: mais elétrons internos enfraquecem o puxão nos elétrons de ligação.
Assim, a eletronegatividade aumenta ao longo de um período (maior carga nuclear, menor raio) e diminui ao longo de um grupo (maior raio, maior blindagem). O flúor é o elemento mais eletronegativo.
A eletronegatividade aumenta ao longo de um período e diminui ao longo de um grupo, logo o flúor é o elemento mais eletronegativo
Você pode usar a diferença nos valores de eletronegatividade de Pauling 鲍林电负性 para prever o tipo de ligação. Uma grande diferença resulta em uma ligação iônica; uma pequena diferença resulta em uma ligação covalente.
define ionic bonding as the electrostatic attraction between oppositely charged ions (positively charged cations and negatively charged anions)
describe ionic bonding including the examples of sodium chloride, magnesium oxide and calcium fluoride
Português
definir ligação iônica como a atração eletrostática entre íons de cargas opostas (catiões carregados positivamente e aniões carregados negativamente)
descrever a ligação iônica incluindo os exemplos de cloreto de sódio, óxido de magnésio e fluoreto de cálcio
Source: Cambridge International syllabus · Fonte: Programa Cambridge International
English
Ionic bonding: electron transfer
Ionic bonding 离子键 is the electrostatic attraction 静电引力 between oppositely charged ions 离子 — positive cations 阳离子 and negative anions 阴离子.
It forms when a metal gives electrons to a non-metal. Good examples are sodium chloride ($\text{NaCl}$), magnesium oxide ($\text{MgO}$) and calcium fluoride ($\text{CaF}_2$). The ions pack into a regular giant lattice 晶格, held together by the attraction in every direction.
Português
Ligação iônica: transferência de elétrons
Ligação iônica 离子键 é a atração eletrostática 静电引力 entre íons de cargas opostas — catiões 阳离子 positivos e ânions 阴离子 negativos.
Forma-se quando um metal doa elétrons para um não-metal. Bons exemplos são cloreto de sódio ($\text{NaCl}$), óxido de magnésio ($\text{MgO}$) e fluoreto de cálcio ($\text{CaF}_2$). Os íons se organizam em uma rede 晶格 gigante regular, mantidos juntos pela atração em todas as direções.
Ligação iônica no NaCl: o sódio transfere seu único elétron externo para o cloro, dando Na$^+$ e um Cl$^-$ com octeto completoUm cristal real de sal marinho (halita, NaCl); as formas cúbicas espelham a rede iônica gigante interna
Explore · Explorar
Formando uma ligação iônica (NaCl)
Passe por isso. Um metal cede seu elétron externo para um não-metal; os íons de cargas opostas então se atraem em uma rede gigante.
define metallic bonding as the electrostatic attraction between positive metal ions and delocalised electrons
Português
definir ligação metálica como a atração eletrostática entre íons metálicos positivos e elétrons deslocalizados
Source: Cambridge International syllabus · Fonte: Programa Cambridge International
English
Metallic bonding 金属键 is the electrostatic attraction between positive metal ions and a "sea" of delocalised electrons 离域电子.
The outer electrons are free to move through the whole metal. This explains why metals conduct electricity and are strong.
Português
Ligação metálica 金属键 é a atração eletrostática entre íons metálicos positivos e um "mar" de elétrons deslocalizados 离域电子.
Os elétrons externos estão livres para se mover por todo o metal. Isso explica por que metais conduzem eletricidade e são resistentes.
Ligação metálica: íons metálicos positivos assentam-se em um mar de elétrons deslocalizados que podem se mover livremente
Explore · Explorar
Dentro de um metal — e por que ele se comporta assim
Passe por isso. Íons positivos assentam-se em um mar compartilhado de elétrons delocalizados. Essa única imagem explica condutividade, maleabilidade e resistência.
Covalent and coordinate bonding · Ligação covalente e coordenada
Syllabus · Programa
English
define covalent bonding as electrostatic attraction between the nuclei of two atoms and a shared pair of electrons (a) describe covalent bonding in molecules including: • hydrogen, $\text{H}_2$ • oxygen, $\text{O}_2$ • nitrogen, $\text{N}_2$ • chlorine, $\text{Cl}_2$ • hydrogen chloride, $\text{HCl}$ • carbon dioxide, $\text{CO}_2$ • ammonia, $\text{NH}_3$ • methane, $\text{CH}_4$ • ethane, $\text{C}_2\text{H}_6$ • ethene, $\text{C}_2\text{H}_4$ (b) understand that elements in period 3 can expand their octet including in the compounds sulfur dioxide, $\text{SO}_2$, phosphorus pentachloride, $\text{PCl}_5$, and sulfur hexafluoride, $\text{SF}_6$ (c) describe coordinate (dative covalent) bonding, including in the reaction between ammonia and hydrogen chloride gases to form the ammonium ion, $\text{NH}_4^+$, and in the $\text{Al}_2\text{Cl}_6$ molecule
(a) describe covalent bonds in terms of orbital overlap giving $\sigma$ and $\pi$ bonds: • $\sigma$ bonds are formed by direct overlap of orbitals between the bonding atoms • $\pi$ bonds are formed by the sideways overlap of adjacent p orbitals above and below the $\sigma$ bond (b) describe how the $\sigma$ and $\pi$ bonds form in molecules including $\text{H}_2$, $\text{C}_2\text{H}_6$, $\text{C}_2\text{H}_4$, $\text{HCN}$ and $\text{N}_2$ (c) use the concept of hybridisation to describe $\text{sp}$, $\text{sp}^2$ and $\text{sp}^3$ orbitals
(a) define the terms: • bond energy as the energy required to break one mole of a particular covalent bond in the gaseous state • bond length as the internuclear distance of two covalently bonded atoms (b) use bond energy values and the concept of bond length to compare the reactivity of covalent molecules
Português
definir ligação covalente como atração eletrostática entre os núcleos de dois átomos e um par de elétrons compartilhados (a) descrever a ligação covalente em moléculas incluindo: • hidrogênio, $\text{H}_2$ • oxigênio, $\text{O}_2$ • nitrogênio, $\text{N}_2$ • cloro, $\text{Cl}_2$ • cloreto de hidrogênio, $\text{HCl}$ • dióxido de carbono, $\text{CO}_2$ • amônia, $\text{NH}_3$ • metano, $\text{CH}_4$ • etano, $\text{C}_2\text{H}_6$ • eteno, $\text{C}_2\text{H}_4$ (b) compreender que elementos do período 3 podem expandir seu octeto inclusive nos compostos dióxido de enxofre, $\text{SO}_2$, pentacloreto de fósforo, $\text{PCl}_5$, e hexafluoreto de enxofre, $\text{SF}_6$ (c) descrever a ligação coordenada (covalente dativa), incluindo na reação entre gases amônia e cloreto de hidrogênio para formar o íon amônio, $\text{NH}_4^+$, e na molécula $\text{Al}_2\text{Cl}_6$
(a) descrever ligações covalentes em termos de sobreposição de orbitais dando origem a ligações $\sigma$ e $\pi$: • ligações $\sigma$ são formadas pela sobreposição direta de orbitais entre os átomos ligados • ligações $\pi$ são formadas pela sobreposição lateral de orbitais p adjacentes acima e abaixo da ligação $\sigma$ (b) descrever como as ligações $\sigma$ e $\pi$ se formam em moléculas incluindo $\text{H}_2$, $\text{C}_2\text{H}_6$, $\text{C}_2\text{H}_4$, $\text{HCN}$ e $\text{N}_2$ (c) usar o conceito de hibridização para descrever orbitais $\text{sp}$, $\text{sp}^2$ e $\text{sp}^3$
(a) definir os termos: • energia de ligação como a energia necessária para quebrar um mol de uma ligação covalente específica no estado gasoso • comprimento de ligação como a distância internuclear de dois átomos ligados covalentemente (b) usar valores de energia de ligação e o conceito de comprimento de ligação para comparar a reatividade de moléculas covalentes
Source: Cambridge International syllabus · Fonte: Programa Cambridge International
English
Covalent bonding: a shared pair
Covalent bonding 共价键 is the electrostatic attraction between the nuclei of two atoms and a shared pair of electrons.
Simple molecules with covalent bonds include $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{N}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$, $\text{CO}_2$, $\text{NH}_3$, $\text{CH}_4$, $\text{C}_2\text{H}_6$ and $\text{C}_2\text{H}_4$. A double bond shares two pairs; a triple bond (as in $\text{N}_2$) shares three pairs.
Atoms in Period 3 and below can expand the octet 扩展八隅体 — hold more than eight electrons in their outer shell. Examples are $\text{SO}_2$, $\text{PCl}_5$ and $\text{SF}_6$.
A coordinate bond 配位键 (also called a dative covalent bond) is a covalent bond where both shared electrons come from the same atom. For example, when ammonia and hydrogen chloride gases meet, the lone pair on the nitrogen forms a coordinate bond to $\text{H}^+$, making the ammonium ion $\text{NH}_4^+$. Coordinate bonds also join the two halves of the $\text{Al}_2\text{Cl}_6$ molecule.
Sigma and pi bonds
Covalent bonds form when orbitals 轨道 overlap:
a sigma bond σ键 forms by the direct, head-on overlap 重叠 of orbitals between the two atoms.
a pi bond π键 forms by the sideways overlap of two p orbitals, above and below the sigma bond.
A single bond is one sigma bond. A double bond (as in $\text{C}_2\text{H}_4$) is one sigma plus one pi bond. A triple bond (as in $\text{N}_2$ and $\text{HCN}$) is one sigma plus two pi bonds.
Hybridisation
Hybridisation 杂化 mixes orbitals in the same shell to make new, equal orbitals for bonding:
$\text{sp}$: two equal orbitals, used in a linear molecule.
$\text{sp}^2$: three equal orbitals, used in a flat molecule like $\text{C}_2\text{H}_4$.
$\text{sp}^3$: four equal orbitals, used in $\text{CH}_4$.
Bond energy and bond length
bond energy 键能 is the energy needed to break one mole of a particular covalent bond in the gas state.
bond length 键长 is the distance between the centres of the two bonded atoms.
A shorter bond is usually stronger (higher bond energy). Triple bonds are shorter and stronger than double bonds, which are shorter and stronger than single bonds. Stronger bonds make a molecule harder to react.
Português
Ligação covalente: um par compartilhado
Ligação covalente 共价键 é a atração eletrostática entre os núcleos de dois átomos e um par de elétrons compartilhado.
Moléculas simples com ligações covalentes incluem $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{N}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$, $\text{CO}_2$, $\text{NH}_3$, $\text{CH}_4$, $\text{C}_2\text{H}_6$ e $\text{C}_2\text{H}_4$. Uma dupla ligação compartilha dois pares; uma tripla ligação (como em $\text{N}_2$) compartilha três pares.
Átomos do Período 3 e abaixo podem expandir o octeto 扩展八隅体 — manter mais de oito elétrons em sua camada externa. Exemplos são $\text{SO}_2$, $\text{PCl}_5$ e $\text{SF}_6$.
Uma ligação coordenada 配位键 (também chamada de ligação covalente dativa) é uma ligação covalente onde ambos os elétrons compartilhados vêm do mesmo átomo. Por exemplo, quando amônia e cloreto de hidrogênio gasosos se encontram, o par de elétrons soltos no nitrogênio forma uma ligação coordenada com $\text{H}^+$, gerando o íon amônio $\text{NH}_4^+$. Ligações coordenadas também unem as duas metades da molécula $\text{Al}_2\text{Cl}_6$.
Uma ligação coordenada (dativa): o par de elétrons soltos do nitrogênio forma a quarta ligação N–H, ambos os elétrons vindo do N
Ligações sigma e pi
Ligações covalentes formam-se quando orbitais 轨道 se sobrepõem:
uma ligação sigma σ键 forma-se pela sobreposição 重叠 direta, ponta-a-ponta, de orbitais entre os dois átomos.
uma ligação pi π键 forma-se pela sobreposição lateral de dois orbitais p, acima e abaixo da ligação sigma.
Uma ligação simples é uma ligação sigma. Uma ligação dupla (como em $\text{C}_2\text{H}_4$) é uma sigma mais uma pi. Uma ligação tripla (como em $\text{N}_2$ e $\text{HCN}$) é uma sigma mais duas pi.
Uma ligação $\sigma$ forma-se por sobreposição direta ponta-a-ponta; uma ligação $\pi$ forma-se pela sobreposição lateral de dois orbitais p, acima e abaixo
Hibridização
Hibridização 杂化 mistura orbitais da mesma camada para formar novos orbitais iguais para a ligação:
$\text{sp}$: dois orbitais iguais, usados em uma molécula linear.
$\text{sp}^2$: três orbitais iguais, usados em uma molécula plana como $\text{C}_2\text{H}_4$.
$\text{sp}^3$: quatro orbitais iguais, usados em $\text{CH}_4$.
Energia e comprimento de ligação
energia de ligação 键能 é a energia necessária para quebrar um mol de uma ligação covalente específica no estado gasoso.
comprimento de ligação 键长 é a distância entre os centros dos dois átomos ligados.
Uma ligação mais curta geralmente é mais forte (maior energia de ligação). Ligações triplas são mais curtas e fortes que ligações duplas, que são mais curtas e fortes que ligações simples. Ligações mais fortes tornam uma molécula mais difícil de reagir.
Explore · Explorar
Compartilhamento de um par de elétrons
Passo a passo de uma ligação covalente: dois átomos se sobrepõem e compartilham um par para que cada um atinja uma camada cheia — quando os dois puxam igualmente, a ligação é apolar.
Explore · Explorar
Ligação covalente (compartilhamento)
Dois átomos de não-metal sobrepõem-se e compartilham um par de elétrons — contado para ambos — para que cada um atinja um nível externo completo. O₂ compartilha dois pares (uma ligação dupla).
state and explain the shapes of, and bond angles in, molecules by using VSEPR theory, including as simple examples: • $\text{BF}_3$ (trigonal planar, 120°) • $\text{CO}_2$ (linear, 180°) • $\text{CH}_4$ (tetrahedral, 109.5°) • $\text{NH}_3$ (pyramidal, 107°) • $\text{H}_2\text{O}$ (non-linear, 104.5°) • $\text{SF}_6$ (octahedral, 90°) • $\text{PF}_5$ (trigonal bipyramidal, 120° and 90°)
predict the shapes of, and bond angles in, molecules and ions analogous to those specified in 3.5.1
Português
declare e explique as formas dos moléculas, e os ângulos de ligação, usando VSEPR theory, incluindo como exemplos simples: • $\text{BF}_3$ (trigonal planar, 120°) • $\text{CO}_2$ (linear, 180°) • $\text{CH}_4$ (tetrahedral, 109.5°) • $\text{NH}_3$ (pyramidal, 107°) • $\text{H}_2\text{O}$ (non-linear, 104.5°) • $\text{SF}_6$ (octahedral, 90°) • $\text{PF}_5$ (trigonal bipyramidal, 120° and 90°)
prever as formas e ângulos de ligação em moléculas e íons análogos aos especificados em 3.5.1
Source: Cambridge International syllabus · Fonte: Programa Cambridge International
English
To work out a shape, use VSEPR theory 价层电子对互斥理论: the pairs of electrons around the central atom push apart as far as possible, because like charges repel.
A lone pair 孤对电子 (not in a bond) pushes more strongly than a bonding pair 成键电子对. Each lone pair squeezes the bond angle 键角 by about $2.5°$.
Molecule
Shape
Bond angle
$\text{CO}_2$
linear 直线形
$180°$
$\text{BF}_3$
trigonal planar 平面三角形
$120°$
$\text{CH}_4$
tetrahedral 四面体形
$109.5°$
$\text{NH}_3$
pyramidal 三角锥形
$107°$
$\text{H}_2\text{O}$
bent 角形
$104.5°$
$\text{PF}_5$
trigonal bipyramidal 三角双锥形
$120°$ and $90°$
$\text{SF}_6$
octahedral 八面体形
$90°$
$\text{NH}_3$ has one lone pair and $\text{H}_2\text{O}$ has two, which is why their angles drop below the $109.5°$ of $\text{CH}_4$. You can predict the shapes of similar molecules and ions in the same way.
Worked example. Predict the shape and bond angle of $\text{NH}_3$ and of $\text{H}_2\text{O}$. Nitrogen has 5 outer electrons and forms 3 bonds, leaving 3 bonding pairs and 1 lone pair - four pairs in total, so they start from the tetrahedral $109.5°$. The lone pair repels more strongly and squeezes the angle by about $2.5°$, giving a pyramidal shape at about $107°$. Oxygen forms 2 bonds and keeps 2 lone pairs: still four pairs, but now two squeezes, so the shape is bent at about $104.5°$. Count all the pairs to fix the basic geometry, subtract $2.5°$ for each lone pair, and name the shape from the atoms - $\text{NH}_3$ has four pairs but is pyramidal, not tetrahedral.
Português
Um modelo molecular mostra a forma tridimensional de uma molécula covalente.
Para determinar uma forma, use a teoria VSEPR 价层电子对互斥理论: os pares de elétrons ao redor do átomo central se empurram o máximo possível, porque cargas iguais se repelem.
Um par solitário 孤对电子 (não envolvido em uma ligação) empurra com mais força do que um par de ligação 成键电子对. Cada par solitário comprime o ângulo de ligação 键角 em aproximadamente $2.5°$.
Molécula
Forma
Ângulo de ligação
$\text{CO}_2$
linear 直线形
$180°$
$\text{BF}_3$
trigonal plana 平面三角形
$120°$
$\text{CH}_4$
tetraédrica 四面体形
$109.5°$
$\text{NH}_3$
piramidal 三角锥形
$107°$
$\text{H}_2\text{O}$
angulada 角形
$104.5°$
$\text{PF}_5$
bipiramidal trigonal 三角双锥形
$120°$ e $90°$
$\text{SF}_6$
octaédrica 八面体形
$90°$
$\text{NH}_3$ tem um par solitário e $\text{H}_2\text{O}$ tem dois, é por isso que seus ângulos caem abaixo da $109.5°$ de $\text{CH}_4$. Você pode prever as formas de moléculas e íons semelhantes da mesma forma.
As sete formas da teoria VSEPR; os pares solitários no NH$_3$ e H$_2$O empurram mais forte, comprimindo o ângulo de ligação abaixo de $109.5°$
Exemplo resolvido. Preveja a forma e o ângulo de ligação de $\text{NH}_3$ e de $\text{H}_2\text{O}$. O nitrogênio tem 5 elétrons na camada externa e forma 3 ligações, deixando 3 pares de ligação e 1 par solitário - quatro pares no total, então eles partem da geometria tetraédrica $109.5°$. O par solitário repele com mais força e comprime o ângulo em cerca de $2.5°$, resultando em uma forma piramidal em aproximadamente $107°$. O oxigênio forma 2 ligações e mantém 2 pares solitários: ainda quatro pares, mas agora duas compressões, então a forma é angulada em aproximadamente $104.5°$. Conte todos os pares para fixar a geometria básica, subtraia $2.5°$ para cada par solitário, e nomeie a forma pelos átomos - $\text{NH}_3$ tem quatro pares, mas é piramidal, não tetraédrica.
Explore · Explorar
Forma a partir de ligações e pares livres
Conte os pares de ligação e pares livres ao redor do átomo central; eles se repelem na forma com menor tensão. Três ligações e um par livre dão uma pirâmide, como na amônia (NH3).
Explore · Explorar
Prevendo a forma molecular
Defina os pares ligantes e livres. Os pares de elétrons se repelem e se espalham o máximo possível — isso fixa a forma e o ângulo de ligação.
London dispersion forces/ˈlʌndn dɪˈspɜːʃn ˈfɔːsɪz/
伦敦色散力
lún dūn sè sàn lì
instantaneous dipole/ˌɪnstənˈteɪnɪəs ˈdaɪpəʊl/
瞬时偶极
shùn shí ǒu jí
induced dipole/ɪnˈdjuːst ˈdaɪpəʊl/
诱导偶极
yòu dǎo ǒu jí
permanent dipole/ˈpɜːmənənt ˈdaɪpəʊl/
永久偶极
yǒng jiǔ ǒu jí
3.6
Intermolecular forces · Forças intermoleculares
Syllabus · Programa
English
(a) describe hydrogen bonding, limited to molecules containing N–H and O–H groups, including ammonia and water as simple examples (b) use the concept of hydrogen bonding to explain the anomalous properties of $\text{H}_2\text{O}$ (ice and water): • its relatively high melting and boiling points • its relatively high surface tension • the density of the solid ice compared with the liquid water
use the concept of electronegativity to explain bond polarity and dipole moments of molecules
(a) describe van der Waals’ forces as the intermolecular forces between molecular entities other than those due to bond formation, and use the term van der Waals’ forces as a generic term to describe all intermolecular forces (b) describe the types of van der Waals’ forces: • instantaneous dipole–induced dipole (id-id) forces, also called London dispersion forces • permanent dipole–permanent dipole (pd-pd) forces, including hydrogen bonding (c) describe hydrogen bonding and understand that hydrogen bonding is a special case of permanent dipole–permanent dipole forces between molecules where hydrogen is bonded to a highly electronegative atom
state that, in general, ionic, covalent and metallic bonding are stronger than intermolecular forces
Português
(a) descrever a ligação de hidrogênio, limitada a moléculas contendo grupos N–H e O–H, incluindo amônia e água como exemplos simples (b) usar o conceito de ligação de hidrogênio para explicar as propriedades anômalas de $\text{H}_2\text{O}$ (gelo e água): • seus pontos de fusão e ebulição relativamente altos • sua tensão superficial relativamente alta • a densidade do gelo sólido comparada à água líquida
usar o conceito de eletronegatividade para explicar a polaridade da ligação e momentos dipolares de moléculas
(a) descrever as forças de van der Waals como as forças intermoleculares entre entidades moleculares distintas daquelas devidas à formação de ligações, e usar o termo forças de van der Waals como um termo genérico para descrever todas as forças intermoleculares (b) descrever os tipos de forças de van der Waals: • forças de dipolo instantâneo-dipolo induzido (id-id), também chamadas forças de dispersão de London • forças de dipolo permanente-dipolo permanente (pd-pd), incluindo a ligação de hidrogênio (c) descrever a ligação de hidrogênio e compreender que a ligação de hidrogênio é um caso especial de forças de dipolo permanente-dipolo permanente entre moléculas onde o hidrogênio está ligado a um átomo altamente eletronegativo
afirmar que, em geral, as ligações iônicas, covalentes e metálicas são mais fortes do que as forças intermoleculares
Source: Cambridge International syllabus · Fonte: Programa Cambridge International
English
Intermolecular forces 分子间作用力 are the forces betweenmolecules 分子. They are much weaker than the ionic, covalent and metallic bonding inside substances.
Bond polarity and dipoles
When two atoms with different electronegativity share a bond, the electrons sit closer to the more electronegative atom. The bond then has a polarity 极性: one end is slightly negative ($\delta-$) and the other slightly positive ($\delta+$). This separation of charge is a dipole 偶极.
If the dipoles in a molecule do not cancel, the whole molecule has a dipole moment 偶极矩 and is polar. If they cancel by symmetry (as in $\text{CO}_2$), the molecule is non-polar.
Van der Waals' forces
Van der Waals' forces 范德华力 is the general name for all intermolecular forces. There are two main types.
The first type is the instantaneous dipole–induced dipole force, also called the London dispersion force 伦敦色散力. Moving electrons make a brief instantaneous dipole 瞬时偶极, which then creates a matching induced dipole 诱导偶极 in a nearby molecule. These forces act between all molecules and get stronger when there are more electrons.
The second type is the permanent dipole–permanent dipole force. It acts between molecules that are always polar, because each one has a permanent dipole 永久偶极.
Hydrogen bonding
Hydrogen bonding 氢键 is a strong, special case of permanent dipole forces. It forms when hydrogen is bonded to a very electronegative atom — nitrogen, oxygen or fluorine — and is attracted to a lone pair on an N, O or F atom in a neighbour. Look for N–H and O–H groups, as in ammonia and water.
Hydrogen bonding explains the strange behaviour of water:
its high melting and boiling point 沸点, because many hydrogen bonds must be broken.
its high surface tension 表面张力.
ice is less dense than liquid water, because hydrogen bonds hold the molecules in an open, spread-out structure, so ice floats.
Português
Forças intermoleculares 分子间作用力 são as forças entremoléculas 分子. Elas são muito mais fracas que as ligações iônicas, covalentes e metálicas dentro das substâncias.
Polaridade da ligação e dipolos
Quando dois átomos com diferentes eletronegatividades compartilham uma ligação, os elétrons ficam mais próximos do átomo mais eletronegativo. A ligação então possui uma polaridade 极性: uma extremidade é ligeiramente negativa ($\delta-$) e a outra ligeiramente positiva ($\delta+$). Essa separação de carga é um dipolo 偶极.
Se os dipolos em uma molécula não se cancelarem, toda a molécula terá um momento dipolar 偶极矩 e será polar. Se se cancelarem por simetria (como em $\text{CO}_2$), a molécula é apolar.
Forças de Van der Waals
Forças de Van der Waals 范德华力 é o nome geral para todas as forças intermoleculares. Existem dois tipos principais.
O primeiro tipo é a força de dipolo instantâneo-dipolo induzido, também chamada de força de dispersão de London 伦敦色散力. Elétrons em movimento criam um dipolo instantâneo 瞬时偶极 breve, que então cria um dipolo induzido 诱导偶极 correspondente em uma molécula próxima. Essas forças atuam entre todas as moléculas e ficam mais fortes quando há mais elétrons.
Uma força de London: um dipolo momentâneo em uma molécula induz um dipolo em sua vizinha, fazendo com que se atraiam — isso atua entre todas as moléculas
O segundo tipo é a força de dipolo permanente-dipolo permanente. Ela atua entre moléculas que são sempre polares, pois cada uma possui um dipolo permanente 永久偶极.
Ligação de hidrogênio
Ligação de hidrogênio 氢键 é um caso especial forte de forças de dipolo permanente. Ela ocorre quando o hidrogênio está ligado a um átomo muito eletronegativo — nitrogênio, oxigênio ou flúor — e é atraído por um par solitário em um átomo de N, O ou F de uma vizinha. Procure grupos N–H e O–H, como na amônia e na água.
Ligação de hidrogénio na água: um átomo de $\delta+$ hidrogénio é atraído por um par solitário no átomo de $\delta-$ oxigénio de uma molécula vizinha
A ligação de hidrogênio explica o comportamento estranho da água:
seu alto ponto de fusão e ponto de ebulição 沸点, porque muitas ligações de hidrogênio devem ser quebradas.
sua alta tensão superficial 表面张力.
o gelo é menos denso que a água líquida, porque as ligações de hidrogênio mantêm as moléculas em uma estrutura aberta e expandida, fazendo com que o gelo flutue.
Explore · Explorar
Laboratório de polaridade e forças intermoleculares
Classifique moléculas pelo recurso que controla as atrações.
Explore · Explorar
Por que as pontes de hidrogênio tornam a água especial
Passo a passo. Uma força fraca, mas forte — a ponte de hidrogênio — explica o alto ponto de ebulição da água, por que o gelo flutua e por que ela dissolve tanto.
Dot-and-cross diagrams · Diagramas de pontos e cruzes
Syllabus · Programa
English
use dot-and-cross diagrams to illustrate ionic, covalent and coordinate bonding including the representation of any compounds stated in 3.4 and 3.5 (dot-and-cross diagrams may include species with atoms which have an expanded octet or species with an odd number of electrons)
Português
usar diagramas de pontos e cruzes para ilustrar a ligação iônica, covalente e coordenada, incluindo a representação de quaisquer compostos mencionados em 3.4 e 3.5 (os diagramas de pontos e cruzes podem incluir espécies com átomos que possuem octeto expandido ou espécies com número ímpar de elétrons)
Source: Cambridge International syllabus · Fonte: Programa Cambridge International
English
A dot-and-cross diagram 点叉图 shows the outer electrons of each atom, using dots for one atom and crosses for the other. This makes it clear where each bonding electron came from. You can draw them for ionic, covalent and coordinate bonding, including molecules with an expanded octet or an odd number of electrons.
Português
Um diagrama de pontos e cruzes 点叉图 mostra os elétrons externos de cada átomo, usando pontos para um átomo e cruzes para o outro. Isso deixa claro de onde veio cada elétron de ligação. Você pode desenhá-los para ligações iônicas, covalentes e coordenadas, incluindo moléculas com octeto expandido ou número ímpar de elétrons.
Ponto e cruz covalente: cada par compartilhado é um elétron de cada átomo. A água tem dois pares de ligação e dois pares solitários; o nitrogênio compartilha três pares (uma tripla ligação)
3.7
Exam tips · Dicas de prova
English
For shapes, count bonding pairs and lone pairs, name the shape, then give the exact bond angle (e.g. $\text{NH}_3$: pyramidal, $107^\circ$) — each lone pair lowers the angle by about $2.5^\circ$.
A dative (coordinate) bond has both electrons from one atom (e.g. $\text{NH}_4^+$, $\text{H}_3\text{O}^+$); draw the arrow from the lone pair.
Name the intermolecular force precisely: hydrogen bonding needs H bonded to N, O or F; otherwise it is permanent-dipole or induced-dipole (van der Waals). Never call van der Waals forces "bonds".
Explain a physical property by stating which forces are broken, not just "strong bonds".
Português
Para formas, conte os pares de ligação e solitários, nomeie a forma, depois dê o ângulo de ligação exato (ex. $\text{NH}_3$: piramidal, $107^\circ$) — cada par solitário reduz o ângulo em cerca de $2.5^\circ$.
Uma ligação dativa (coordenada) tem ambos os elétrons de um único átomo (ex. $\text{NH}_4^+$, $\text{H}_3\text{O}^+$); desenhe a seta a partir do par solitário.
Nomeie a força intermolecular precisamente: ligação de hidrogênio requer H ligado a N, O ou F; caso contrário, é dipolo permanente ou dipolo induzido (Van der Waals). Nunca chame as forças de Van der Waals de "ligações".
Explique uma propriedade física declarando quais forças são quebradas, não apenas "ligações fortes".
Interactive lessons on this topic · Aulas interativas sobre este tópico
Work through it step by step, with instant-check exercises. · Passe por ele passo a passo, com exercícios de verificação instantânea.
Pick one and the site follows you — notes, papers, videos and practice all open on it. · Escolha uma e o site te seguirá — notas, provas, vídeos e prática abrirão nela.
Type to search notes, lessons, code, vocabulary and past-paper questions across every subject. · Digite para pesquisar notas, aulas, código, vocabulário e questões de provas anteriores em todas as disciplinas.
