Autoria: Fernanda Medeiros
Os átomos estão sempre unidos de maneira uniforme entre si?
Os agrupamentos atômicos que formam tudo quanto nos rodeia podem ter propriedades muito diferentes. Substâncias como o dióxido de carbono são gases em temperatura ambiente. Outras precisam de temperaturas de milhares de graus para alcançar esse estado, como é o caso do dióxido de silício, embora ambas possuam praticamente a mesma fórmula. Este comportamento distinto, em compostos tão similares, só pode ser explicado pela existência de uma união diferente entre as partículas das duas substâncias.
1. Estruturas de Lewis
Os químicos Walther Kossel (1888-1956) e G.N. Lewis (1875-1946) foram os primeiros a desenvolver um modelo eletrônico para as forças, chamadas ligações, que mantêm os átomos unidos. O primeiro concentrou-se nas substâncias iônicas e o segundo, nas moleculares.
1a. Regra do octeto
Já os elementos, segundo Lewis, tendem a adquirir elétrons até possuir oito no nível mais externo. Este número coincide com os elétrons externos dos gases nobres (estáveis e bastante inertes), com exceção do hélio. Diferentes formas de adquirir elétrons originam as diversas classes de ligação.
2. Ligação iônica
É aquela em que ocorre transferência de elétrons de um átomo para outro. Neste caso, há sempre um elemento que tende a ceder (metal) e outro que pode receber (não-metal e hidrogênio). Como, ao perder elétrons, um átomo fica com carga positiva, e o outro átomo, o que recebe, fica com carga negativa, diz-se que a ligação iônica dá origem a cátions (+) e ânions (–) ou genericamente a íons.
2a. O modelo iônico
Segundo este modelo, o elemento eletropositivo perde seus elétrons de valência em favor do elemento eletronegativo, como acontece com o cloreto de sódio. O sódio, situado no grupo IA, possui um único elétron em seu último nível. Para formar uma ligação iônica, ele vai perder este elétron: Na(g) Na+(g) + e– com um pequeno consumo de energia (energia de ionização). O cloro, situado no grupo VIIA, tem sete elétrons de valência e pode admitir um com desprendimento de energia: Cl(g) + e– Cl–(g). O íon Cl– e o Na+ se atraem por forças eletrostáticas: Cl–(g) + Na+(g) NaCl(s). Se em vez de sódio se tratasse de cálcio, com dois elétrons externos, seriam necessários dois átomos de cloro para receber esses dois elétrons.
Assim, a fórmula do cloreto de cálcio seria: CaCl2
Num cristal iônico, os íons positivos e negativos estão frente a frente. Produzindo-se uma deformação, haverá um deslizamen to dos íons e, em algum momento, cargas do mesmo sinal ficarão frente a frente: acontece a fratura
2b. Propriedades dos compostos iônicos
Devido à forte atração entre os íons positivos e negativos, os compostos iônicos são sólidos cristalinos duros, mas friáveis. Possuem uma elevada temperatura de fusão e em estado sólido não conduzem corrente elétrica. Podem ser solúveis em água ou não. Compostos iônicos com energia reticular (energia do
A água, que é polar, rodeia os íons até separá-los do sólido. Uma vez separado um íon, a água forma uma camada protetora ao seu redor para tornar a solução mais estável. Se a atração não é tão grande, o composto iônico é insolúvel
cristal) muito alta não se dissolvem em solução aquosa. Com baixa energia se dissolvem mais facilmente, conduzindo corrente elétrica. Também a conduzem em estado líquido, ou seja, fundidos, por tirar mobilidade das cargas.
3. Ligação covalente
Quando dois átomos mais eletronegativos são iguais ou quando se encontram unidos formando um composto ou um elemento, o modelo de ligação iônica não é aplicável. Isso porque os dois átomos tendem a receber elétrons e são praticamente incapazes de cedê-los.
3a. O modelo covalente
Nele, os átomos adquirem os oito elétrons em seu nível externo por compartilhamento, como indica a regra do octeto.
Assim, a soma dos elétrons próprios mais os compartilhados, que formam um orbital molecular, é oito.
O cloro, por exemplo, possui sete elétrons no nível externo e atrai fortemente os elétrons situados nas proximidades. O hidrogênio possui um único elétron e a força com que atrai os elétrons é moderada, mas suficiente para que o cloro não possa lhe tirar seu elétron. A regra do octeto não é válida para todos os elementos da tabela periódica, mas se aplica bem aos seus elementos representativos. Daí sua utilização até hoje.
3b. Classes de ligação covalente
As ligações covalentes podem ser classificadas segundo o número de pares de elétrons compartilhados pelos elementos.
3c. Ligação covalente simples
A ligação covalente é formada pelo compartilhamento de um par de elétrons. Se a valência de um elemento é diferente de um, seus átomos podem se unir simultaneamente com vários átomos vizinhos por meio de uma ligação simples. Por exemplo: CCl4, PCl3, NF3, onde o carbono, o fósforo e o nitrogênio atuam com valência quatro, três e três, respectivamente, e se unem ao mesmo número de átomos monovalentes.
3d. Ligação covalente dupla
Aqui, o número de pares de elétrons compartilhados pelos dois átomos unidos é dois. A energia necessária para romper uma ligação dupla é maior que para uma ligação simples, mas inferior ao dobro desta. Isto significa que a segunda ligação é mais fraca que a primeira.
3e. Ligação covalente tripla
Realiza-se por compartilhamento de três pares de elétrons entre dois átomos. É uma ligação mais forte que a dupla, mas sua energia não é o triplo da energia da ligação simples. A terceira ligação é mais fraca que a ligação simples e a dupla.
Propriedades covalentes
Todos os gases e os líquidos são covalentes em temperatura ambiente. Também existem sólidos covalentes, mas suas propriedades são muito irregulares. Nos sólidos duríssimos, como o diamante, as ligações covalentes são em cadeia. Nos sólidos de baixo ponto de fusão, como o açúcar, a união é entre moléculas devido à sua polaridade. Os compostos covalentes polares são solúveis em água e os apolares não. Não conduzem a corrente elétrica em estado sólido, nem quando dissolvidos (há exceções, como os ácidos) ou fundidos.
4. Polaridade
Se os átomos unidos forem iguais, os dois atraem os elétrons com a mesma força.
A molécula assim formada tem o centro de carga positiva igual ao centro de carga negativa, portanto é apolar. Se os átomos unidos forem diferentes, um atrairá os elétrons compartilhados com maior força, criando-se assim uma polaridade.
4a. Dipolo
Quando existe polaridade, a molécula age como um dipolo. O elemento eletronegativo será o pólo negativo e o eletropositivo, o pólo positivo.
5. Forças intermoleculares
Os compostos covalentes são formados por extensas cadeias, o que explicaria o estado sólido pelo tamanho e massa das moléculas: é o caso do diamante, do quartzo ou de muitas proteínas. Outras vezes, formam moléculas com um pequeno número de átomos:
I2, H2O ou HCHOH
Nesses três casos, espera-se um estado gasoso. Mas no primeiro, o estado é sólido e nos outros dois, líquido. Isso porque a atração entre as moléculas dessas substâncias é diferente e há vários tipos de interações intermoleculares. O tipo de interação é responsável por várias propriedades químicas e físicas: quanto mais forte a interação entre as partículas, maior seu ponto de ebulição, por exemplo.
5a. Forças de Van der Waals
Essas forças devem-se à polaridade das moléculas. Agem inclusive quando uma das moléculas presentes não é polar. A presença de polaridade deforma a nuvem eletrônica da molécula não-polar até criar uma polaridade. Assim como um pedaço de ferro se transforma em ímã em presença de um campo magnético.
5b. Ligação de hidrogênio
Da mesma forma que as forças de Van der Waals, as ligações de hidrogênio se devem à polaridade da molécula. Elas, porém, são muito mais intensas que as forças de Van der Waals. Agem quando um dos pólos da molécula é o hidrogênio e o outro, um elemento bastante eletronegativo, como o oxigênio, o nitrogênio ou o flúor. Devido a seu pequeno tamanho, podem se aproximar muito. As forças eletrostáticas de atração são muito intensas, mas não tão fortes quanto uma ligação covalente.
6. Ligação metálica
Considera-se que um metal é formado por cristais entrecruzados formados por íons positivos. Os elétrons “banham” esses íons movendo-se livremente por todos os cristais, como um gás num recipiente fechado. Esses elétrons são os chamados elétrons de valência, pouco unidos ao núcleo nos elementos eletropositivos.
Este modelo explica as propriedades mecânicas dos metais: maleabilidade e ductilidade.
Explica também a condutividade elétrica e térmica. A eletricidade e o calor são transmitidos pelos elétrons livres.
7.Gases
Um gás é uma substância formada por partículas muito pequenas: moléculas ou átomos, muito separados e em movimento, de tal modo que seu tamanho é desprezível em comparação com a distância de uma partícula a outra. Num recipiente com gás há um número enorme de partículas uniformemente espalhadas por todo o recipiente.
Por isso tudo, os gases não possuem nem volume, nem forma própria, mas adotam a dos recipientes que os contêm.
Os gases constituem um estado expandido da matéria e o volume de uma determinada massa de gás depende da pressão e da temperatura.
8.Eletronegatividade
Eletronegatividade é a força com que um átomo atrai um par de elétrons ao formar uma ligação. Entre as muitas tabelas de eletronegatividade existentes, a mais utilizada é a estabelecida, em 1932, pelo químico norte-americano Linus Pauling, Prêmio Nobel de Química de 1954 e Nobel da Paz de 1962. Os cálculos são sofisticados e vão de um valor de 0,7 para o frâncio até 4 para o flúor – o do hidrogênio é 2,1. A eletronegatividade é útil para prever a polaridade de uma molécula ou o caráter iônico de uma ligação. Num grupo, a eletronegatividade diminui suavemente com a massa atômica, enquanto num período ela aumenta acentuadamente. Os elementos com baixa eletronegatividade são conhecidos como metais
O carbono é um elemento exclusivo dos seres vivos?
Encontra-se uma alta porcentagem de carbono em todas as matérias orgânicas. No entanto, ele aparece também, ainda que numa proporção abaixo de 0,1%, no mundo mineral, mas não em estado puro e sim combinado com o oxigênio e outros elementos.
O diamante
O diamante é cristalizado em octaedros do sistema regular. É isolante elétrico, sem cor e muito refringente, propriedade que lhe confere grande brilho. Tem altíssimo ponto de fusão (3.920°C) e ebulição, pois estas precisam romper ligações covalentes. É o corpo natural mais duro que se conhece, muito usado em brocas de perfuração de solo.
O cristal do diamante é muito compacto, porque cada átomo de carbono une-se a outros quatro iguais situados nos vértices de um tetraedro regular, muito próximos uns dos outros, criando uma macromolécula tridimensional.
Conceito de ácido e de base
No início do século XIX, ácidos e bases eram definidos por suas propriedades. Reconheciam-se nos ácidos: sabor azedo; poder de colorir de vermelho o tornassol azul (indicador de pH); dissolver metais ativos desprendendo hidrogênio; neutralizar as bases. Destas, destacavam-se: sabor amargo; tato saponáceo; poder de colorir de azul o tornassol vermelho e de neutralizar os ácidos. Hoje, há vários critérios para classificar essas substâncias. Três deles são mais utilizados.
1a. Modelo de Arrhenius
Este cientista considerava um ácido a substância que em solução aquosa se dissociava em um ânion (-) e cátions H+ :
Base, ao contrário, era a substância que, em solução aquosa, dissociava-se gerando um cátion (+) e ânions hidroxila (OH-):
1b. Modelo de Brönsted-Lowry
Em 1923, J.N. Brönsted e T.M. Lowry propuseram um modelo no qual os ácidos são capazes de ceder prótons (íons H+) e as bases são substâncias capazes de aceitá-los. A definição tem pontos importantes: não exige que seja em solução; como a cisão é reversível, a substância que recebe o próton transforma-se automaticamente num ácido, e a que o perde se transforma em uma base, podendo recuperar o próton ao inverter-se o processo.
1c. Modelo de Lewis
Também em 1923, G.N. Lewis considerou ácido como a substância capaz de aceitar um par de elétrons de outra substância, chamada base, para se unir a ela por uma ligação covalente coordenada: o ácido possuiria orbitais vazios e a base ficaria saturada eletronicamente.