Descreva o que são ligações químicas simples, duplas e triplas em função dos elétrons envolvidas e da energia para ruptura dessas ligações

Passo 1

O que o enunciado pede:
  • Descrever o que são ligações químicas simples, duplas e triplas:
    • em função dos elétrons envolvidos (quantos elétrons/pares são compartilhados, que tipos de orbitais aparecem);
    • em função da energia necessária para romper essas ligações (tendência geral e exemplos numéricos).
      Informações fornecidas: nenhuma além da própria pergunta.

Passo 2

Conceito básico e ideia intuitiva (sem jargão complicado)
  • Uma ligação covalente é formada quando dois átomos “compartilham” elétrons para que cada um alcance uma configuração eletrônica mais estável.
  • Cada par de elétrons compartilhado conta como uma ligação entre os átomos.
  • Na prática, pensa assim: cada par de elétrons compartilhado é como um “fio” que une os átomos; quanto mais “fios” entre dois átomos, mais forte e mais curta tende a ser a ligação.

Passo 3

Como contar os elétrons: pares e elétrons envolvidos
  • Um par de elétrons compartilhado = 2 elétrons.
  • Ligação simples: envolve exatamente 1 par compartilhado = 2 elétrons entre os dois átomos.
  • Ligação dupla: envolve exatamente 2 pares compartilhados = 4 elétrons entre os dois átomos.
  • Ligação tripla: envolve exatamente 3 pares compartilhados = 6 elétrons entre os dois átomos.
  • Em estruturas de Lewis, isso aparece como um traço por par de elétrons: um traço (—) é ligação simples, dois traços (=) ligação dupla, três traços (≡) ligação tripla.

Passo 4

Natureza qualitativa das ligações: sigma ( \sigma) e pi ( \pi) — por que isso importa
  • Quando orbitais atômicos se sobrepõem para formar ligações, existem dois tipos principais de sobreposição relevantes:
    • ligação sigma ( \sigma): sobreposição frontal (head-on) de orbitais — é a sobreposição mais forte e está ao longo do eixo que une os núcleos;
    • ligação pi ( \pi): sobreposição lateral (side-on) de orbitais p — é menos eficaz que a sobreposição frontal.
  • Relação com simples/dupla/tripla:
    • ligação simples: consiste em uma ligação \sigma (um par de elétrons ocupa uma \sigma);
    • ligação dupla: consiste em uma \sigma + uma \pi (dois pares, um em \sigma e um em \pi);
    • ligação tripla: consiste em uma \sigma + duas \pi (três pares: um em \sigma e dois em \pi).
  • Consequência prática: a \sigma é mais forte que cada \pi individual, por isso adicionar uma \pi aumenta a força, mas não tanto quanto a \sigma inicial.

Passo 5

Ligação simples, dupla e tripla em termos de elétrons e orbitais (resumindo)
  • Ligação simples:
    • elétrons envolvidos: 2 elétrons (um par).
    • orbitais: apenas uma \sigma.
  • Ligação dupla:
    • elétrons envolvidos: 4 elétrons (dois pares).
    • orbitais: uma \sigma + uma \pi.
  • Ligação tripla:
    • elétrons envolvidos: 6 elétrons (três pares).
    • orbitais: uma \sigma + duas \pi.

Passo 6

Energia de ruptura (tendência geral) e por que ocorre essa tendência
  • Regra geral: quanto maior a ordem da ligação (número de pares compartilhados), maior a energia necessária para romper a ligação e menor o comprimento da ligação.
  • Intuição física: mais pares compartilhados = maior atração mútua entre núcleos e elétrons no enlace = ligação mais forte.
  • Porém: as \pi são menos fortes que a \sigma, então o acréscimo de energia ao passar de simples→dupla e de dupla→tripla tem retorno decrescente por par adicional.

Passo 7

Valores típicos (ordens de grandeza e exemplos concretos)
  • Os valores exatos dependem dos elementos envolvidos e do ambiente molecular, mas aqui estão exemplos comuns (energias de dissociação de ligação, valores aproximados em kJ·mol^{-1}):
    • ligação simples \mathrm{C-C} em etano: \approx 348\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.
    • ligação dupla \mathrm{C=C} em eteno: \approx 612\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.
    • ligação tripla \mathrm{C\equiv C} em etino (acetileno): \approx 839\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.
  • Outros exemplos:
    • ligação simples \mathrm{H-H} em \mathrm{H_2}: \approx 436\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.
    • ligação dupla \mathrm{O=O} em \mathrm{O_2}: \approx 498\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}} (note que \mathrm{O_2} é um caso com características de diradical, mas a ordem formal é 2).
    • ligação tripla \mathrm{N\equiv N} em \mathrm{N_2}: \approx 945\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}} (muito forte — por isso \mathrm{N_2} é pouco reativo).
  • Observe a tendência numérica típica:
    • de simples para dupla: ganho de energia por par adicional por volta de \sim 250\text{–}300\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}} no caso do carbono-carbono;
    • de dupla para tripla: ganho adicional menor (no caso C, cerca de \sim 220\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}).
  • Lembre-se: esses números são aproximados; ambiente químico, hibridação e efeitos de ressonância alteram bastante os valores.

Passo 8

Relação com comprimento de ligação e outros fatores que alteram energia
  • Comprimento de ligação: maior ordem → ligação mais curta. Ex.: \mathrm{C-C} simples é mais longo que \mathrm{C=C}, que por sua vez é mais longo que \mathrm{C\equiv C}.
  • Hibridação: orbital com mais caráter s (por ex. sp tem 50\% s) atrai elétrons mais perto do núcleo → ligações sp- sp (como na \mathrm{C\equiv C}) tendem a ser mais curtas/fortes que sp^2- sp^2 ( \mathrm{C=C}) ou sp^3- sp^3 ( \mathrm{C-C}).
  • Efeitos de ressonância/delocalização: podem enfraquecer ou fortalecer ligações localmente (por ex. em benzeno as “ligações duplas” são parcialmente delocalizadas, energia e comprimento intermediários).
  • Eletronegatividade e polaridade: quando átomos diferentes formam a ligação, a energia muda conforme polaridade e diferença eletronegativa.

Passo 9

Como responder rápido numa prova (receita prática)
  • Contar pares na ligação (Lewis): 1 par → simples, 2 pares → dupla, 3 pares → tripla.
  • Lembrar a composição em \sigma/ \pi: simples = \sigma, dupla = \sigma+\pi, tripla = \sigma+2\pi.
  • Dizer a tendência energética: \text{tripla}>\text{dupla}>\text{simples} em energia de ruptura (com exceções por ambiente).
  • Se pedirem um número típico para C–C: use \mathrm{C-C}\approx 348\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}, \mathrm{C=C}\approx 612\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}, \mathrm{C\equiv C}\approx 839\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.

Passo 10

Recapitulando de forma bem curta (antes da resposta final)
  • Elétrons: simples =2, dupla =4, tripla =6.
  • Orbitais: simples =\sigma, dupla =\sigma+\pi, tripla =\sigma+2\pi.
  • Energia: tripla > dupla > simples; valores aproximados para ligações C–C mostrados acima.
  • Dica final: quando em dúvida, desenhe a estrutura de Lewis, conte pares, identifique \sigma e \pi, e use a regra de tendência para energia/comprimento.

Resposta

Ligação simples: envolve 2 elétrons (um par), corresponde a uma ligação \sigma; é a mais longa e a menos energética entre as três. Exemplo: \mathrm{C-C}\approx 348\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.
Ligação dupla: envolve 4 elétrons (dois pares), corresponde a uma \sigma+\pi; é mais curta e mais forte que a simples. Exemplo: \mathrm{C=C}\approx 612\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.
Ligação tripla: envolve 6 elétrons (três pares), corresponde a uma \sigma+2\pi; é a mais curta e a mais forte. Exemplo: \mathrm{C\equiv C}\approx 839\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.

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