Como Entender As Ligações Químicas Sem Perder Horas A Estudar

Bem, já falei bastante dos átomos e elementos químicos, mas se me tens seguido (se não, devias, que eu tenho muito para te ensinar =P ), és capaz de já ter reparado que referi moléculas e macromoléculas.

Mas expliquei apenas que eram formadas por ligações entre os átomos.

Mas o que é isso das ligações entre os átomos?

Os átomos interagem entre si para formar coisas mais complexas – as moléculas (as macromoléculas não são mais que moléculas grandes e entre elas estão os polímeros, dos quais falarei noutra altura). Há várias formas destas interações, resultando, de um modo geral, num tipo de ligação química diferente. Há 5 tipos de ligações químicas:

As Ligações Covalentes são ligações fortes entre os átomos que envolvem grandes alterações de energia quando são criadas (liberta-se energia, são reações exotérmicas) ou quebradas (absorve-se energia, são reações endotérmicas)

– quando pensas numa bomba atómica não estás a pensar na criação de ligações covalentes, mas sim na fissão nuclear (contacta-me se quiseres saber o que este palavrão quer dizer e como ocorrem as reações).

Estas ligações baseiam-se na partilha de eletrões entre dois átomos, de modo a que ambos estejam mais próximos de ter as suas orbitais de valência preenchidas, tornando-se mais estáveis (reagem menos). A primeira orbital leva apenas 2 eletrões, enquanto que todas as outras levam 8 – os átomos de hidrogénio e hélio são estáveis com 2 eletrões apenas, enquanto que a maior parte dos outros elementos apenas o são com 8 eletrões (isto tem a ver com as orbitais que são preenchidas e com os números quânticos). Podem ser partilhados um (ligação simples), dois (ligação dupla) ou três pares de eletrões (ligação tripla) numa só ligação e para mostrar estas ligações e a configuração da orbital de valência de um átomo usa-se a notação de Lewis, mostrada na Figura 1. [1]

Figura 1 – Notação de Lewis para os átomos neutros de hidrogénio e carbono, e para as moléculas de água, etileno (eteno) e o acetileno (etino). Cada ponto representa um eletrão e cada linha representa dois eletrões, sendo que aqueles que estão entre dois átomos representam uma ligação. Atenção que não têm em conta as forças de repulsão entre os átomos e, por isso, esta não é a configuração das moléculas, ou seja, os átomos fazem ligações com ângulos diferentes do que se apresenta aqui (a água, por exemplo não forma uma linha com os 3 átomos). Imagem de [2].
Figura 1 – Notação de Lewis para os átomos neutros de hidrogénio e carbono, e para as moléculas de água, etileno (eteno) e o acetileno (etino). Cada ponto representa um eletrão e cada linha representa dois eletrões, sendo que aqueles que estão entre dois átomos representam uma ligação. Atenção que não têm em conta as forças de repulsão entre os átomos e, por isso, esta não é a configuração das moléculas, ou seja, os átomos fazem ligações com ângulos diferentes do que se apresenta aqui (a água, por exemplo não forma uma linha com os 3 átomos). Imagem de [2].

As Ligações Covalentes puras (também conhecidas por apolares) dão-se apenas entre átomos do mesmo elemento. Como eles têm a mesma eletronegatividade, eles partilham os eletrões de forma igual.[3]

Nas Ligações Covalentes polares – não, não como os ursos (lol) – os átomos envolvidos têm eletronegatividades diferentes (ou seja, um é mais metálico que o outro), o que leva a que um dos átomos seja mais “egoísta” com os eletrões. Ou seja, os eletrões partilhados passam mais tempo junto do átomo mais eletronegativo – costumam ocorrer entre não-metais diferentes.

A água é um bom exemplo de uma Ligação Covalente polar– o átomo de oxigénio, mais eletronegativo, “agarra-se” mais aos eletrões que os átomos de hidrogénio. [1, 3, 4] Por um dos átomos atrair mais os eletrões, esta ligação tem um carácter mais iónico que as Ligações Covalentes puras – ou seja, quanto maior a diferença de eletronegatividade dos átomos envolvidos, mais iónica é a ligação.

Quando a diferença de eletronegatividades é suficiente, formam-se Ligações Iónicas, onde um átomo doa um ou mais dos seus eletrões a outro, que passam a orbitar apenas o átomo mais eletronegativo, formando um ião positivo (o catião) e um ião negativo (o anião). São transferidos eletrões suficientes para que o anião preencha a sua orbital de valência e para que o catião fique com uma orbital de valência completa também (a anterior, como exemplificado na Figura 2). [3]

 

Figura 2 – Formação de uma ligação iónica entre o Lítio (à esquerda) e o Fluor (à direita). O eletrão marcado passa a orbitar apenas o ião de Fluor. Imagem de [1].
Figura 2 – Formação de uma ligação iónica entre o Lítio (à esquerda) e o Fluor (à direita). O eletrão marcado passa a orbitar apenas o ião de Fluor. Imagem de [5].

Ou seja, estes três tipos de ligações formam um espetro que depende da diferença de eletronegatividades.

A Ligação covalente pura forma uma ponta do espetro e a Ligação Iónica a outra ponta do espetro, com a Ligação Covalente polar no meio – umas ligações são mais covalentes e outras mais iónicas.

Quanto mais iónica a ligação, mais polar é (maior é a diferença entre o polo negativo e o positivo), mas mais fraca é a ligação, também. [3]

As Ligações Metálicas são uma forma de Ligações Covalentes que ocorre entre metais, onde os átomos estão rodeados de uma série de outros átomos que partilham eletrões com ele, preenchendo a sua orbital de valência. Desta forma, as orbitais mais internas dos átomos tocam-se, formando uma espécie de “orbital contínua” – um “mar” de eletrões, que são partilhados por todos os átomos do material (andam todos a “passear” livremente pelo material, o que não acontece na maioria das outras ligações). Assim, esta ligação torna-se muito forte (há muitos eletrões a serem atraídos pelos núcleos e vice-versa). Este mar de eletrões não só faz com que estes materiais sejam (na sua maioria) sólidos à temperatura ambiente e à pressão atmosférica, mas também justifica as elevadas temperaturas de ebulição e fusão elevadas. [6] Se te perguntaste porque é que falei da temperatura e da pressão, vou explicar noutro artigo.

Uma boa maneira de ver se um metal é muito resistente é pelo seu ponto de ebulição (quando ferve, passando do estado líquido para o estado gasoso), porque é quando estas ligações são quebradas.

Na fusão elas são apenas enfraquecidas, tornando o metal mais maleável. Como estes eletrões se podem mover livremente dentro do metal, ao aplicar uma força externa que “puxe” os eletrões (uma diferença de potencial), eles vão nessa direção, criando corrente elétrica. [6]

Há, ainda, outro tipo de ligação – a Ponte de Hidrogénio. Esta ligação forma-se entre duas ou mais moléculas, em vez de entre átomos.

Mas então porque é que se chamam Pontes de Hidrogénio se formam entre moléculas?

Como expliquei anteriormente, a diferença de eletronegatividades entre dois átomos pode formar polos, ou seja, os eletrões passam mais tempo junto a um dos átomos (o mais eletronegativo). Ora, este fenómeno acontece muito com o hidrogénio, que é pouco eletronegativo (é apenas um protão com um eletrão). Quando átomos de hidrogénio se ligam a um átomo muito eletronegativo (em particular o azoto, o oxigénio e o fluor), formam dois polos, fazendo com que os eletrões passem pouco tempo junto do hidrogénio – perde densidade eletrónica.

E agora tu perguntas: “Mas os átomos estão mais estáveis quando têm as suas orbitais de valência preenchidas, então se perde densidade eletrónica porque é que ele forma essas ligações? Não era melhor estar quietinho?”

Para te responder a esta pergunta, quando há esta diferença de eletronegatividade, o átomo de hidrogénio junta-se a outro átomo muito eletronegativo da molécula adjacente. Voltando ao exemplo da água, os hidrogénios de uma molécula de água fazem uma “ligação” fraca (comparativamente com as Ligações Iónicas) os oxigénios das moléculas de água à sua volta. Desta forma, uma molécula de água está ligada a duas outras através dos hidrogénios (Figura 3), que recuperam alguma da sua densidade eletrónica com os átomos livres do átomo eletronegativo. [7]

Figura 3 - Pontes de Hidrogénio de uma molécula de água com duas outras.
Figura 3 – Pontes de Hidrogénio de uma molécula de água com duas outras.

Ou seja, não são realmente ligações, pois não partilham eletrões, mas sim forças de atração fortes entre moléculas polares.

As Pontes de Hidrogénio são relativamente fortes –> são mais fracas que as ligações iónicas, mas bastante mais fortes que as outras forças de atração intermoleculares – entre as moléculas.

A atração entre as moléculas tem muita influência no estado físico da matéria e as pontes de hidrogénio afetam o estado físico da água, visto que são mais fortes que as outras forças envolvidas no estado físico (as forças de London). Ela está no estado líquido exatamente porque as suas moléculas se atraem umas às outras o suficiente para estarem no estado líquido, mas não o suficiente para solidificar. As pontes de hidrogénio também afetam a solubilidade dos materiais em água – não conseguimos dissolver compostos apolares em água, como o azeite. O que acontece é que as moléculas de água vão atrair as outras moléculas polares, afastando-as umas das outras e dissolvendo-as em líquido. [7, 8]

Há, ainda muitas outras forças que serão discutidas noutro artigo, como as forças de London, já referidas, e de Van der Waals. Estas forças de atração, como será mais claro noutro artigo, também tem influência no estado físico das substâncias e, consequentemente, nas suas temperaturas de ebulição e fusão (e na densidade, etc.).

Resumindo,

os átomos têm muitas formas de interagir entre si, que podem levar a que eles se juntem ou se afastem, o que leva à formação ou separação das moléculas, respetivamente. Dependendo do tipo de ligação e dos átomos que a constituem, a ligação pode ser mais fraca ou mais forte, e pode ter, ou não, polos, o que afeta as suas características e a forma como as moléculas interagem entre si. As Ligações Covalentes formam moléculas e macromoléculas (Figura 4) e as ligações Iónicas formam sais (como o sal de mesa – NaCl), as Ligações Metálicas formam compostos metálicos (não são bem moléculas) e as Pontes de Hidrogénio “ligam” as moléculas polares entre si.

Figura 4 - DNA e RNA. São duas macromoleculas semelhantes, mas com propriedades ligeiramente diferentes. Vê mais aqui.
Figura 4 – DNA e RNA. São duas macromoleculas semelhantes, mas com propriedades ligeiramente diferentes. O “n” pretende mostrar que as unidades desta macromolecula são repetidas muitas vezes. O “B” não representa o Boro, mas sim uma base do DNA ou RNA. Vê mais aqui.

Não fui claro o suficiente? Posso-te explicar melhor (ou de outra forma) até perceberes. Clica aqui e contacta-me! =)

Referências

  1. Nave, R. Covalent Bonds. Chemistry [cited 2016; Available from: http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/chemical/bond.html.
  2. DynaBlast. Electron dot. Chemical Bond 2006; Available from: https://en.wikipedia.org/wiki/Chemical_bond.
  3. BBC. Bonding, structures and properties. Higher Bitesize 2014 [cited 2016; Available from: http://www.bbc.co.uk/bitesize/higher/chemistry/energy/bsp/revision/1/.
  4. CARPI, A. Chemical Bonding. Chemical Relationships 2003 [cited 2016; Available from: http://www.visionlearning.com/en/library/Chemistry/1/Chemical-Bonding/55.
  5. EliseEtc. Ionic bonding. 2012; Available from: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ionic_bonding.svg.
  6. Clark, J. Metallic Bonding. General Principles of Chemical Bonding [cited 2016; Available from: http://chemwiki.ucdavis.edu/Core/Theoretical_Chemistry/Chemical_Bonding/General_Principles_of_Chemical_Bonding/Metallic_Bonding.
  7. Nguyen, C.O.M. Overview of Intermolecular Forces. ChemWiki [cited 2016; Available from: http://chemwiki.ucdavis.edu/Core/Physical_Chemistry/Physical_Properties_of_Matter/Atomic_and_Molecular_Properties/Intermolecular_Forces/Overview_of_Intermolecular_Forces#Hydrogen_Bonding.
  8. Why Does Water Dissolve Sugar? Middle School Chemistry 2016 [cited 2016; Available from: http://www.middleschoolchemistry.com/lessonplans/chapter5/lesson4.

 

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