UNIDADE 1

Prévia do material em texto

UNIDADE 1 – Introdução – Ligações Químicas 
 
1.1. Introdução 
 A química sempre esteve presente em nossas vidas. Desde as reações nucleares 
que ocorrem nas estrelas, gerando energia e novos elementos químicos, até as 
transformações mais simples que ocorrem no nosso dia-a-dia são estudadas e explicadas 
pela química. A origem da vida se deve, inicialmente a interações entre moléculas 
simples, e a seguir mais complexas, sendo formadas bases nitrogenadas, e num próximo 
passo o DNA. 
 Desde os primórios da civilização humana, o homem vem aprendendo e 
dominando os princípios que regem essa ciência tão presente no Universo. Inicialmente 
esse conhecimento foi totalmente empírico, baseado em obsevações da natureza. Assim, 
o homem começou a domar o fogo, produziu os primeiros pigmentos utilizados nas 
pinturas encontradas em cavernas, e com a experiência adquiriu conhecimento sobre 
plantas medicinais. Com a evolução, foram descobertos os minerais, e a partir desses, o 
ferro, cobre, etc. Já na Antiguidade, filósofos gregos propuseram os primeiros conceitos 
de Átomo. 
 Na Idade Média surgem os alquimistas, em sua busca pela Pedra Filosofal, e o 
Elixir da Juventude. Esses objetivos não foram alançados, e de certa maneira, são 
buscados até hoje. Mas essa busca trouxe muitas descobertas que deram origem à 
química como ciência. No século XVIII, graças ao trabalho de Lavoisier e outros 
cientistas da época a química é reconhecida como ciência, e a partir de então se 
desenvolveu. 
 Data desta época a divisão da química entre química Orgânica e Inorgânica. Esta 
última responsável pelo estudo dos compostos de origem mineral. Acreditava-se 
originalmente que os compostos orgânicos poderiam ser feitos somente por organismos 
vivos, pela intervenção de uma “força vital”, esta crença ficou conhecida como Teoria 
do Vitalismo. 
 Em 1828, Friedrich Wöhler sintetizou o composto orgânico uréia, a partir do sal 
inorgânico cianato de amônio, por evaporação: 
 
 Nos anos seguintes vários outros compostos orgânicos foram preparados em 
laboratório a partir de fontes essencialmente inorgânicas. Em 1850, já não se falava 
mais em vitalismo. 
 Willian H Perkin, em 
uma tentativa frustrada de 
preparação da quinina a partir 
da anilina, obteve o primeiro 
corante sintético, Mauveína. 
Este trabalho abriu caminho 
para o desenvolvimento da 
Química Medicinal. 
 Entre 1858 a 1861, 
August Kekulé, Archibald Scott 
Couper e Alexander M. 
Butlerov, trabalhando independentemente, implantaram a base da teoria estrutural, 
fundamentada em dois critérios centrais: 
1) Os átomos dos elementos nos compostos orgânicos podem formar um número 
de ligações fixas. A medida desta habilidade é chamada valência. 
Ex.: 
 
 
2) Um átomo de carbono pode utilizar uma ou mais de suas valências para formar 
ligações com outros átomos de carbono. 
 
 
 A Teoria estrutural permitiu aos químicos orgânicos antigos a solucionar um 
problema fundamental que os estava incomodando: o problema do isomerismo. Estes 
químicos encontravam freqüentemente exemplos de compostos diferentes que tinham a 
mesma fórmula molecular. Tais compostos eram chamados de isômeros. 
Em 1874, J.H. van't Hoff, J.A. LeBel propõe que o átomo de carbono possui 
geometria tetraédrica, explicando assim, a existência de isômeros óticos, ou 
estereoisômeros. 
SO
O
O-
OH
N
H
N+H2N
N
Mauveína: primeiro corante sintético
 
 
 
 
1.2. Química Orgânica: Química dos Compostos de Carbono 
 Atualmente, conceituamos Química Orgânica, como sendo a parte da química 
que estuda os compostos de carbono. Mas por que o carbono é especial? Por que uma 
divisão da química dedicada ao seu estudo? Você já se perguntou do que são feitas as 
roupas que vestimos? E os plásticos e outros polímeros que nos cercam, combustíveis, 
papel, medicamentos, enfim, a grande maioria objetos ao nosso redor? Ainda, por que 
não, do que nós (nosso corpo) somos feitos? 
 Ao responder a essas perguntas percebemos a importância dos compostos de 
carbono, porque estudá-los. Atualmente são conhecidos mais 30 milhões de compostos 
químicos, dos quais 99% contem carbono [MCMURRY, 2011]. Isso se deve à sua 
estrutura eletrônica, e posição na Tabela Periódica, no grupo 14. O carbono pode 
compartilhar 4 elétrons de valência, formando 4 ligações covalentes fortes com outros 
átomos de carbono ou com átomos de diferentes elementos químicos. Produz assim 
possibilidades ilimitadas de novos compostos orgânicos, desde o mais simples, metano 
(CH4) até estruturas extremamente complexas, como proteínas, ou mesmo moléculas de 
DNA, com bilhões de átomos de carbono. 
Para entender melhor a química dos compostos de carbono faz-se necessário 
uma breve revisão a cerca de conceitos fundamentais, de ligações químicas e geometria 
molecular. 
 
1.3. Ligações Químicas: Regra do Octeto 
 As primeiras explicações para a natureza das ligações químicas basearam-se na 
satisfação da Regra do Octeto, ou seja, “os átomos são estáveis se tiverem a mesma 
configuração eletrônica do gás nobre mais próximo”, para a maioria dos átomos, 8 
elétrons na última camada. Os átomos que não possuem essa configuração reagem entre 
si com o objetivo de adquirí-la. Para isso poderão doar, receber ou compartilhar 
elétrons. Foram propostos dois tipos principais de ligações químicas: 
Ligações iônicas: quando ocorre transferência de elétrons d eum átomo para outro, e; 
Ligações covalentes: quando dois átomos compartilham um ou mais pares de elétrons. 
 O principal fator que determinará o tipo de ligação entre dois átomos é a sua 
diferença de Eletronegatividade (ver quadro abaixo). Átomos com diferença de 
eletronegatividade muito grande tenderão a realizar ligações iônicas entre si, enquanto 
que diferenças pequenas levarão à obtenção de ligações covalentes. 
 
Eletronegatividade 
Eletronegatividade é a habilidade de um átomo em atrair elétrons 
Ela aumenta da esquerda para a direita e de baixo para cima na tabela periódica (exceto 
gases nobres) 
O flúor é o elemento mais eletronegativo 
(Solomons, 8ª Ed.) 
 
1.3.1. Ligações Iônicas 
 Observe as eletronegatividades de alguns elementos químicos. Elementos 
situados no lado esquerdo da Tabela Periódica possuem uma eletronegatividade muito 
baixa, e consequentemente um baixo poder para atrair elétrons para si. Se observarmos 
sua configuração eletrônica percebemos que eles atingem facilmente a configuração de 
um gás nobre perdendo um ou dois elétrons. No outro extremo da Tabela Periódica, do 
lado direito, temos os elementos com os maiores valores de eletronegatividade, com alto 
poer de atração de elétrons. Suas configurações eletrônicas mostram que para atingirem 
a configuração ideal devem receber elétrons. Quando átomos desses elementos se 
encontram, formam-se Ligações Iônicas. Os átomos ganham ou perdem elétrons para 
atingir a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo 
No processo, os átomos tornam-se iônicos, os íons resultantes de cargas opostas 
atraem-se e formam ligações iônicas 
Exemplo 
O lítio perde um elétron (para adquirir a configuração do hélio) e torna-se 
positivamente carregado 
O flúor ganha um elétron (para adquirir a configuração do neônio) e torna-se 
negativamente carregado 
O lítio positivamente carregado e o flúor negativamente carregado formam uma 
ligação iônica forte 
 
 
1.3.2. Ligações Covalentes 
 Quando dois áomos do mesmo elemento, ou de elementos com 
eltronegatividades semelhantes (próximos um ao outro na tabela periódica) reagem 
entre si, a diferença de eletronegatividade é insuficiente para que ocorra a transfrência 
completa de elétrons de um átomo para outro. Para que os átomos possam atingir a 
configuração eletrônica ideal, atendendo à regra do Octeto, ocorrerá ocompartilhamento dos elétrons de valência. A esse compartilhamento chamamos de 
Ligação Covalente. Ligações covalentes dão origem à Moléculas. Para representar 
essas moléculas usamos fórmlas de pontos, indicando os elétrons de valência(estruturas 
de Lewis), ou fórmulas de traços, onde cada traço representa um par de elétrons. 
Ex.: 
 
 
 
Escrevendo Estruturas de Lewis 
Átomos ligam-se utilizando seus elétrons de valência 
O número de elétrons de valência de um átomo é igual ao número de sua família na 
tabela periódica 
O carbono está no grupo 4A e tem 4 elétrons de valência 
O hidrogênio está no grupo 1A e tem 1 elétron de valência 
O oxigênio está no grupo 6A e tem 6 elétrons de valência 
O nitrogênio está no grupo 5A e tem 5 elétrons de valência 
Para construir moléculas os átomos são desenhados com o número correto de elétrons 
de valência 
Se a molécula é um íon, elétrons são adicionados ou subtraídos para dar a carga correta 
ao íon 
A estrutura é escrita de modo a que satisfaça a regra do octeto 
Se necessário, ligações múltiplas são utilizadas para que todos os átomos satisfaçam a 
regra do octeto 
 
 
O íon carbonato, com 24 elétrons de valência e duas cargas negativas deve incorporar 
uma dupla ligação para satisfazer a regra do octeto para cada átomo 
 
 
As moléculas orgânicas eteno (C2H4) e etino (C2H2) devem também utilizar ligações 
múltiplas para satisfazer a regra do octeto 
 
 
 
 
1.3.3. Exceções à Regra do Octeto 
A regra do octeto aplica-se somente à átomos do segundo período da tabela periódica 
(C, O, N, F) os quais estão limitados a elétrons de valência nos orbitais 2s e 2p 
No segundo período, alguns átomos comportam menos de oito elétrons 
Exemplo: BF3 
 
Em períodos maiores, os orbitais d estão acessíveis e mais que 8 elétrons são possíveis 
Exemplo: PCl5 and SF6 
 
 
 
 
1.4. Geometria Molecular 
1.4.1. Método VSPER 
O elétrons distribuem-se ao redor do núcleo aos pares. 
Os pares de elétrons de mesma energia (de valência) repelem-se uns aos outros. 
Devido à repulsão entre os pares de elétrons, eles arranjam-se ao redor do núcleo na 
maior distância possível entre si. 
Pares de elétrons não ligados possuem força de repulsão maior que pares ligados. 
 
1.4.2. Hibridização 
Principais hibridizações: sp3, sp2, sp.