- Ligações Químicas

        Conhecendo os conceitos básicos da teoria quântica estamos aptos a responder a seguinte questão: Como os átomos são agrupados nas moléculas ? Por exemplo como é a organização atômica nos compostos NaCl e H₂O ?

        Quando os átomos estão fortemente agrupados dizemos existe uma ligação química entre eles. Ligações químicas, então, são forças intensas que mantêm os átomos juntos. Dentro do nosso modelo de distribuição eletrônica nos átomos, verificamos que os elétrons localizados nas camadas ou níveis atômicos internos estão mais fortemente ligados ao átomo do que aqueles localizados nas camadas ou níveis mais externos. Devido a este fato, pode-se mostrar que as ligações químicas ocorrem sempre envolvendo os elétrons das camadas mais externas, as quais são denominadas de camadas de valências. Isto significa que os elétrons pertencentes às camadas mais internas não estão, em geral, envolvidos nas ligações químicas. Com base nisto, o química americano Gilbert Lewis introduziu uma simbologia muito conveniente para descrever este fenômeno, a qual foi denominada de símbolos de Lewis. Nesta simbologia, de acordo com Lewis, os elétrons da camada de valência em um átomo são indicados por pontos colocados em torno do símbolo atômico, como mostra a tabela 1.
     

Símbolos e valências de alguns elementos
Grupo	1	2	3	4	5	6	7	8
Número de elétrons de valência	1	2	3	4	5	6	7	8
Valência	1	2	3	4	3	2	1	0
Período 2
Período 3

Existe uma relação simples entre o número de elétrons na camada de valência e a valência de cada elemento atômico.

                    Grupo 1-4 Valência = número de elétrons na camada de valência

                    Grupo 4-8 Valência = 8 - número de elétrons na camada de valência

Podemos entender esta relação usando a regra do octeto, que será discutida a seguir.

- Regra do Octeto

        A valência do neônio e do argônio, os quais têm oito elétrons na camada de valência, é igual a 0. Estes elementos são conhecidos por não formarem qualquer composto e gases mono-atômicos. Isto mostra que a camada de valência com oito elétrons parecer ser uma estrutura eletrônica muito estável. Isto levou a Lewis a sugerir a seguinte regra:

        Na formação de compostos um átomo pode ganhar ou perder elétrons ou ainda trocar pares de elétrons de forma a completar oito elétrons na sua camada de valência.

        A camada de valência contendo oito elétrons é denominada de octeto, e a regra acima é conhecida como regra do octeto. Vamos considerar inicialmente o caso onde os átomos ganham ou perdem elétrons para obter um octeto.
 

- Ligações Iônicas

        Duas formas óbvias nas quais um átomo pode obter uma camada de valência com oito elétrons são perdendo os seus elétrons externos ou ganhando elétrons adicionais. Por exemplo, o sódio reage com o cloro para formar o cloreto de sódio. O sódio tem a distribuição eletrônica igual a 2, 8, 1 com somente um elétron na camada de valência. Se o sódio perde um elétron, será formado um ion positivo de sódio Na⁺ com a distribuição eletrônica 2, 8 com oito elétrons na camada n = 2. Se o cloro, que tem um distribuição eletrônica igual a 2, 8, 7 e ganha um elétron então forma-se um ion , ficando assim com uma distribuição igual a 2, 8, 8. Isto é o que acontece na prática quando o sódio reage com o cloro. Esta reação pode ser resumida numa forma muito conveniente usando os símbolos de Lewis:

            Desde que cargas opostas atraem umas as outras, existe uma força de atração entre os ions Na e Cl. O composto NaCl, é sólido (fig.1) com as ligações entre os átomos muito intensa. Este sólido contém proporções iguais de sódio e cloro. A atração eletrostática entre as cargas opostas dos ions é denominada de ligação iônica.

        Existem vários compostos que formam ligações iônicas e são por isto denominados de compostos iônicos. Na⁺Cl- , o Mg²⁺O^2-e Mg²⁺(Cl- )₂ são alguns exemplos de compostos iônicos. Note que tanto o sódio quanto o magnésio são metais e aparecem como íons positivos e os elementos cloro e oxigênio que não são metais aparecem como íons negativos. Em geral podemos estabelecer que;

           Elétrons são transferidos dos elementos metálicos para os não metálicos, formando ions metais positivos e ions não metálicos negativos que se agrupam fortemente formando ligações iônicas.

        A tabela 2 mostra uma lista dos mais comuns íons mono-atômicos, como pode-se ver vista nesta tabela todos elementos têm oito elétrons na camada mais externa, exceto o Li⁺ e o Be⁺.
 

Grupos
1	2	3	4	5	6	7
Li+	Be2+	-	-
Na+	Mg2+	Al+3	-
K+	Ca2+	-	-
Rb+	Sr+2	-	-
Cs+	Ba2+	-	-

Na tabela 3 mostramos algumas fórmulas empíricas e suas representações em termos dos símbolos de Lewis.
 

Elementos	Íons	Fórmula empírica	Estrutura de Lewis
Na, O	Na+ ,	Na2O	(Na+)2 ()
Mg, Br	Mg2+ ,	MgBr3	(Mg2+) ()
K, S	K+ ,	K2S	(K+)2 ()
Al, F	Al3+ ,	AlF3	(Al3+) ()
Na, P	Na+ ,	Na3P	(Na+)3()

É importante salientar que o número de átomos envolvidos depende da quantidade de elétrons necessária para a estabilização dos átomos. Por exemplo, na reação do magnésio com o oxigênio, 2 elétrons estão envolvidos, conforme mostrado abaixo.

        No caso de reações entre elementos que envolvem um número diferente de elétrons na sua estabilidade, serão necessárias proporções exatas entre elementos de forma a garantir os elétrons necessários. Por exemplo, dois átomos de sódio são necessários para reagir com um átomo de oxigênio ou 2 de alumínio reagem com 3 de enxofre, conforme esquematizado abaixo:

        Deve-se notar que, em todos os exemplos mostrados, a formação de ligação iônica ocorre com um átomo cedendo elétrons ao outro. Esta é uma característica da ligação iônica envolvendo íons monoatômicos: envolve um elemento com tendência a ceder elétrons (eletropositivo) e outro a ganhar (eletronegativo). Existem também compostos iônicos formados com íons poliatômicos. Nestes casos, os íons normalmente são fragmentos com carga não nula de moléculas covalentes, os quais serão tratados posteriormente.
 

- Ligações Covalentes

        Vimos anteriormente que quando um metal tal como o magnésio, do qual foi extraído um elétron da camada de valência, combina com um não metal tal como o cloro, o qual tem uma tendência forte de ganhar um elétron adicional, forma-se um composto iônico no qual íons carregado com cargas opostas são agrupados por atração eletrostática. Isto é a base das ligações iônicas. Mas sabemos também que elementos idênticos, tais como o cloro e cloro, podem se agrupar formando compostos do tipos Cl₂. Como isto pode ser explicado? Se um cloro ganha um elétron ele se tornaria um íon negativo Cl- , consequentemente o outro perderia um elétron tornando-se um íon positivo Cl⁺.

        Para explicar esta reação, Lewis sugeriu que se cada átomo de cloro compartilhasse com outro um par de elétron, o que promoveria uma reação do tipo,

Compartilhando um par de elétron ambos os átomos ficam efetivamente com oito elétrons na camada de valência.

        Alguns átomos podem fazer várias ligações covalentes compartilhando elétrons com outros átomos, como por exemplo o fósforo com o cloro,

Os dois diagramas de Lewis acima mostram os arranjos eletrônicos nas moléculas de Cl₂ e PCl₃.

        Sempre que dois átomos estão ligados usando o compartilhamento de pares de elétrons, dizemos que entre eles existe uma ligação covalente. A molécula de H₂ também é um exemplo de ligação covalente mesmo formando um octeto.
        As ligações covalentes têm para cada par de átomo uma distância de equilíbrio R_o. Para a distância de equilíbrio a estrutura molecular está em sua conformação de menor energia. Para qualquer outra distância maior ou menor que R_o a energia de interação entre os átomos é muito alta. Veja figura 3.

- Ligações Múltiplas

        Quando dois átomos compartilham um par de elétrons a ligação é denominada por ligação simples. Alguns elementos tal como o carbono e oxigênio podem formar ligações duplas, a qual consiste do compartilhamento de dois pares de elétrons, veja esquema de Lewis abaixo,

        Algumas vezes três pares de elétrons podem ser compartilhados na ligação química entre dois átomos, neste caso dizemos que se formou uma ligação trípla. O carbono e o nitrogênio são tipos de átomos que freqüentemente formam ligações triplas, como por exemplo nas moléculas C₂H₂ e N₂.

        Quando dois pares de elétrons são compartilhados entre dois átomos, formando uma ligação dupla, a ligação entre eles é mais rígida do que uma ligação simples e consequentemente distância entre os átomos é menor ligações duplas. A tabela abaixo mostra os raios das diferentes ligações covalentes.
 

- Forças ou Ligações Intermoleculares

        Em condições ambientais, os compostos iônicos são sólidos, devido às forças elétricas de atração existentes entre seus cátions e ânions. Do mesmo modo, os metais são quase todos sólidos, devido à forte união que a ligação metálica exerce sobre seus átomos. Já se substâncias covalentes podem ser sólidas, líquidas ou gasosas; isto prova que entre suas moléculas podem existir forças de intensidade maiores ou menores; exatamente essas forças ou ligações entre as moléculas (intermoleculares), que iremos estudar nesta seção.
 

- Forças ou ligações dipolo-dipolo

        Quando uma molécula é polar como, por exemplo, HCl, ela apresenta uma extremidade mais eletropositiva e outra mais eletronegativa:

Dizemos, então, que a molécula é um dipolo elétrico permanente, que pode ser representado da seguinte forma:

        Evidentemente o "lado positivo" de uma molécula passa a atrair o "lado negativo" da molécula vizinha e assim sucessivamente. Essas forças de coesão recebem o nome de forças ou ligação de dipolo-dipolo.
 
 

- Pontes de Hidrogênio

            Um caso extremo de atração dipolo-dipolo ocorre quando temos o hidrogênio ligado a átomos fortemente eletronegativos, especialmente o fluor, o oxigênio e o nitrogênio. A forte atração que se estabelece entre o hidrogênio e esses elementos chama-se ligaçãode hidrogênio ou ponte de hidrogênio e existe fundamentalmente nos estados sólidos e líquidos.

            No esquema abaixo, representamos a estrutura da água no estado líquido, na qual as pontes de hidrogênio estão indicadas por linhas pontilhadas. Por este motivo, alguns químicos sugerem que a água deveria ser representada por (H₂O)_n , o que indica que um agrupamento de n moléculas de água. As pontes de hidrogênio são suficientemente fortes para alterar as propriedades das substâncias nas quais elas ocorrem, como por exemplo, seus pontos de fusão e de ebulição, e por conseqüência , o estado físico. A figura abaixo mostra uma ponte de hidrogênio entre uma molécula de água e o HCl. Veja que em ambas moléculas existem regiões carregadas positivamente e outras negativamente. Neste caso o hidrogêni formará uma ponte de hidrogênio com o oxigênio da água.

            As pontes de hidrogênio são extremamente importantes na formação e estabilização das hélices a ou fitas b  nas proteínas, assim como processo de catálise em zeólitas. A figura (6)  mostra a importância das pontes de hidrogênio na estabilização das estruturas proteicas.
 
 

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