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Conteúdo principal

Ligações químicas

Ligações químicas mantêm as moléculas unidas e conexões temporárias que são essenciais à vida, Tipos de ligações químicas incluem as ligações covalentes, iônicas, pontes de hidrogênio e forças de dispersão de London.

Introdução

Os seres vivos são constituídos por átomos; entretanto, na maioria dos casos, esses átomos não estão apenas flutuando individualmente. Em vez disso, eles normalmente estão interagindo com outros átomos (ou grupos de átomos).
Por exemplo, os átomos podem estar conectados por ligações fortes e organizados em moléculas ou cristais. Ou podem formar ligações temporárias e fracas com outros átomos com os quais esbarram ou contra os quais são friccionados. Tanto as ligações fortes, que unem as moléculas, quanto as ligações fracas, que criam conexões temporárias, são essenciais para a química do nosso corpo e para a existência da própria vida.
Por que formar ligações químicas? A resposta básica é que os átomos estão tentando alcançar o estado mais estável (menor energia) possível. Muitos átomos se tornam estáveis quando sua camada de valência está preenchida com elétrons ou quando eles satisfazem a regra do octeto (por ter oito elétrons de valência). Se os átomos não têm esse arranjo, eles "vão querer" alcançá-lo ganhando, perdendo ou compartilhando elétrons através das ligações.

Ions e ligações iônicas

Alguns átomos tornam-se mais estáveis ao ganhar ou perder um elétron por completo (ou vários elétrons). Quando eles fazem isso, os átomos formam íons, ou partículas carregadas. O ganho ou a perda de elétrons pode levar o átomo a ter uma camada eletrônica mais externa preenchida e torná-lo energeticamente mais estável.

Formação de íons

Há dois tipos de íons. Os cátions são íons positivos formados pela perda de elétrons. Por exemplo, um átomo de sódio perde um elétron para se tornar um cátion sódio, Na+. Os íons negativos são formados ao ganhar elétrons e são chamados ânions. Os ânions são nomeados usando a terminação "-ato", "-ito" ou "-eto": por exemplo, o ânion cloro (Cl) é chamado de cloreto.
Quando um átomo perde um elétron e outro átomo ganha este elétron, o processo é chamado de transferência de elétrons. Os átomos de sódio e cloro fornecem um bom exemplo de transferência de elétrons.
O sódio (Na) tem apenas um elétron em sua camada eletrônica mais externa, assim, é mais fácil (mais favorável energeticamente) o sódio doar o um elétron do que encontrar sete elétrons para preencher sua camada eletrônica mais externa. Devido a isso, o sódio tende a perder um elétron, formando Na+.
O cloro (Cl), por outro lado, tem sete elétrons em sua camada eletrônica mais externa. Neste caso, é mais fácil para o cloro ganhar um elétron do que perder sete, dessa forma, ele tende a receber um elétron e tornar-se Cl.
O sódio transfere um de seus elétrons de valência para o cloro, resultando na formação de um íon de sódio (sem nenhum elétron em sua camada 3n, o que significa uma camada 2n completa) e um íon de cloreto (com oito elétrons em sua camada 3n, formando um octeto estável).
Figura: OpenStax Biology.
Quando sódio e cloro são combinados, o sódio doará um elétron para esvaziar sua camada eletrônica mais externa, e cloro aceitará esse elétron para preencher sua camada eletrônica mais externa. Ambos os íons agora satisfazem a regra do octeto e possuem a camada eletrônica mais externa completa. Pelo número de elétrons não ser igual ao número de prótons, cada átomo é agora um íon e possui um marcador de carga +1 (Na+) ou –1 (Cl).
Em geral, a perda de um elétron por um átomo e o ganho de um elétron por um outro átomo devem acontecer ao mesmo tempo: a fim de um átomo de sódio perder um elétron, ele precisa ter um destinatário apropriado como um átomo de cloro.

Formação de uma ligação iônica

As ligações iônicas são ligações formadas entre íons com cargas opostas. Por exemplo, o íon de sódio carregado positivamente e o íon cloreto carregado negativamente são atraídos um pelo outro para formar cloreto de sódio, ou sal de mesa. O sal de mesa, como muitos compostos iônicos, não consiste apenas de um íon de sódio e de um íon de cloreto; em vez disso, ele contém muitos íons dispostos em um padrão 3D repetitivo e previsível (um cristal).1
Certos íons são referidos na fisiologia como eletrólitos (incluindo sódio, potássio e cálcio). Esses íons são necessários para a condução do impulso nervoso, as contrações musculares e o balanço hídrico. Muitas bebidas esportivas e suplementos dietéticos fornecem esses íons para substituir aqueles perdidos pelo corpo através do suor durante o exercício.

Ligações covalentes

Uma outra maneira pela qual os átomos podem tornar-se mais estáveis é por compartilhamento de elétrons (em vez de ganhá-los ou perdê-los totalmente), formando assim ligações covalentes. Ligações covalentes são mais comuns do que ligações iônicas nas moléculas de organismos vivos.
Por exemplo, as ligações covalentes são fundamentais para a estrutura de moléculas orgânicas com base em carbono tais como o DNA e as proteínas. As ligações covalentes são também encontradas em moléculas inorgânicas menores como H2O, CO2, e O2. Um, dois ou três pares de elétrons podem ser compartilhados entre os átomos, resultando em ligações simples, duplas ou triplas, respectivamente. Quanto maior o número de elétrons compartilhados entre dois átomos, mais forte será a ligação entre eles.
Como um exemplo de ligação covalente, vamos ver a água. Uma única molécula de água, H2O, consiste de dois átomos de hidrogênio ligados a um átomo de oxigênio. Cada hidrogênio compartilha um elétron com o oxigênio, e o oxigênio compartilha um dos seus elétrons, com cada hidrogênio:
Átomos de hidrogênio compartilhando elétrons com um átomo de oxigênio para formar ligações covalentes, criando uma molécula de água
Figura: OpenStax Biology.
Os elétrons compartilhados dividem seu tempo entre as camadas de valência dos átomos de hidrogênio e oxigênio, dando a cada átomo algo semelhante a uma camada de valência completa (dois elétrons para H, oito para O). Isto faz com que uma molécula de água fique muito mais estável do que seus átomos componentes ficariam por si mesmos.

Ligações covalentes polares

Existem dois tipos básicos de ligações covalentes: polares e apolares. Em uma ligação covalente polar, os elétrons são compartilhados de forma desigual pelos átomos e passam mais tempo perto de um átomo do que do outro. Por causa da distribuição desigual dos elétrons entre os átomos de diferentes elementos, cargas ligeiramente positivas (δ+) e cargas ligeiramente negativas (δ-) desenvolvem-se em diferentes partes da molécula.
Numa molécula de água (acima), a ligação conectando o oxigênio a cada hidrogênio é uma ligação polar. O oxigênio é um átomo muito mais eletronegativo do que o hidrogênio; isso significa que atrai os elétrons compartilhados mais fortemente, por isso o oxigênio da água carrega uma carga negativa parcial (tem alta densidade de elétrons), enquanto os hidrogênios carregam cargas positivas parciais (têm baixa densidade de elétrons).
Em geral, a eletronegatividade relativa dos dois átomos numa ligação – ou seja, suas tendências para "roubar" elétrons compartilhados – irá determinar se uma ligação covalente é polar ou apolar. Sempre que um elemento é significativamente mais eletronegativo que o outro, a ligação entre eles será polar, isto é, uma extremidade do mesmo terá uma ligeira carga positiva e a outra, uma ligeira carga negativa.

Ligações covalentes apolares

As ligações covalentes apolares formam-se entre dois átomos do mesmo elemento ou entre átomos de diferentes elementos que compartilham elétrons de forma bastante equilibrada. Por exemplo, a molécula de oxigênio (O2) é apolar porque os elétrons são compartilhados igualmente entre os dois átomos de oxigênio.
Outro exemplo de ligação covalente apolar é encontrado no metano (CH4). O carbono tem quatro elétrons em sua camada mais externa e precisa de mais quatro para atingir um octeto estável. Ele os consegue compartilhando elétrons com quatro átomos de hidrogênio, cada qual fornecendo um elétron. Da mesma forma, os átomos de hidrogênio precisam cada um de um elétron adicional para completar sua camada externa, que eles recebem na forma de elétrons compartilhados com o carbono. Apesar de o carbono não ter a mesma eletronegatividade que o hidrogênio, eles são bem similares, então as ligações carbono-hidrogênio são consideradas apolares.
Tabela mostrando água e metano como exemplos de moléculas com ligações polares e apolares, respectivamente
Imagem adaptada de OpenStax Biology.

Ligações de hidrogênio e forças de London

As ligações covalentes e iônicas são tipicamente consideradas ligações fortes. Entretanto, outros tipos de ligações mais temporárias podem também se formar entre átomos ou moléculas como o DNA e proteínas. Dois tipos de ligações fracas frequentemente vistas em biologia são as pontes de hidrogênio e as forças de dispersão de London.
Não sejamos excessivamente dramáticos, mas sem esses dois tipos de ligações, a vida como a conhecemos não existiria! Por exemplo, ligações de hidrogênio fornecem muitas das propriedades da água que sustentam a vida e estabilizam as estruturas das proteínas e do DNA, os dois ingredientes-chave das células.

Ligações de hidrogênio

Em uma ligação covalente polar que contém hidrogênio (por exemplo, uma ligação O-H em uma molécula de água), o hidrogênio terá uma ligeira carga positiva porque os elétrons de ligação são puxados mais fortemente em direção ao outro elemento. Devido a essa pequena carga positiva, o hidrogênio será atraído para qualquer uma das cargas negativas vizinhas. Essa interação é chamada de ligação de hidrogênio.
As ligações de hidrogênio são comuns, e as moléculas de água formam muitas delas. As ligações de hidrogênio individuais são fracas e facilmente quebradas, mas muitas ligações de hidrogênio juntas podem ser muito fortes.

Forças de London

Como ligações de hidrogênio, as forças de dispersão de London são atrações fracas entre as moléculas. No entanto, ao contrário das ligações de hidrogênio, elas podem ocorrer entre átomos ou moléculas de qualquer tipo e dependem de desequilíbrios temporários na distribuição de elétrons.
Como é que isso funciona? Como os elétrons estão em constante movimento, haverá alguns momentos em que os elétrons de um átomo ou molécula estão agrupados, criando uma carga negativa parcial em uma parte da molécula (e uma carga positiva parcial em outro). Se uma molécula com esse tipo de desequilíbrio de carga estiver muito perto de uma outra molécula, poderá causar uma redistribuição de cargas semelhante na segunda molécula, e as cargas positivas e negativas temporárias das duas moléculas vão atrair uma à outra.2
As ligações de hidrogênio e as forças de dispersão de London são exemplos de forças de van der Waals, um termo geral para interações intermoleculares que não envolvem ligações covalentes ou íons.3 Alguns livros usam o termo "forças de van der Waals" para se referir apenas a forças de dispersão de London, por isso certifique-se de qual definição seu livro ou professor está usando.

Como isso funciona em uma célula?

Tanto as ligações fortes quanto as fracas desempenham papéis-chave na química das nossas células e organismos. Por exemplo, as ligações covalentes fortes mantêm juntos os blocos de construção química que formam uma cadeia de DNA. As ligações de hidrogênio mais fracas, por outro lado, mantêm unidas as duas cadeias da dupla hélice do DNA. Essas ligações fracas mantêm o DNA estável, mas também permitem que seja aberto para ser copiado e utilizado pela célula.
De maneira mais geral, as ligações entre moléculas de água, íons e moléculas polares estão constantemente se formando e se quebrando no ambiente aquoso de uma célula. Nesse cenário, moléculas de tipos diferentes podem e vão interagir umas com as outras através de atrações fracas, baseadas na carga. Por exemplo, um íon Na+ pode interagir com uma molécula de água em um momento e com a parte negativamente carregadade uma proteína no momento seguinte.
O que é realmente incrível é pensar que bilhões dessas interações de ligação química — fortes e fracas, estáveis e temporárias — estão acontecendo em nosso corpo neste momento, garantindo que tudo funcione!

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