Moléculas e compostos

Átomos são as menores unidades da matéria que ainda mantêm as propriedades químicas fundamentais de um elemento. No entanto, muito do estudo da química envolve analisar o que acontece quando átomos se combinam com outros átomos para formar compostos. Um composto é um grupo de átomos distintos unidos por ligações químicas. Assim como a estrutura do átomo é mantida pela atração eletrostática entre núcleos, carregados positivamente, e elétrons que os circundam, carregados negativamente, a estabilidade entre as ligações químicas também se deve à atração eletrostática. Para ilustrar, considere os dois maiores tipos de ligações químicas: ligações covalentes e ligações iônicas. Em ligações covalentes, dois átomos compartilham pares de elétrons, enquanto em ligações iônicas, elétrons são totalmente transferidos entre dois átomos de maneira que íons sejam formados. Vamos considerar ambos os tipos de ligação em detalhes.

Uma ligação covalente é formada quando dois átomos compartilham pares de elétrons. Em uma ligação covalente, a estabilidade vem da atração eletrostática entre os núcleos atômicos carregados positivamente e os elétrons negativamente carregados compartilhados entre eles.

Quando os átomos se combinam através da formação de ligações covalentes, o conjunto resultante de átomos é chamado de molécula. Sendo assim, podemos dizer que uma molécula é a unidade mais simples de um composto covalente. Como veremos agora, há diversas maneiras diferentes de representar e desenhar moléculas.

As fórmulas químicas, às vezes chamadas também de fórmulas moleculares, são a forma mais simples de representar as moléculas. Em uma fórmula química, usamos os símbolos da tabela periódica para indicar quais átomos estão presentes, e usamos subscritos para indicar quantos átomos de cada elemento existem na molécula. Por exemplo, uma única molécula de NH$_\purpleC{3}$start subscript, start color #aa87ff, 3, end color #aa87ff, end subscript, amônia, contém um átomo de nitrogênio e três átomos de hidrogênio. Por outro lado, uma única molécula de N$_\blueD{2}$start subscript, start color #11accd, 2, end color #11accd, end subscriptH$_\redD{4}$start subscript, start color #e84d39, 4, end color #e84d39, end subscript, hidrazina, contém dois átomos de nitrogênio e quatro átomos de hidrogênio.

Verificação de conceito: A fórmula química para o ácido acético, um ácido comum encontrado no vinagre, é C$_2$start subscript, 2, end subscriptH$_4$start subscript, 4, end subscriptO$_2$start subscript, 2, end subscript. Quantos átomos de oxigênio existem em três moléculas de ácido acético?

Conforme você for continuando o seu estudo da química, você descobrirá que, às vezes, os químicos escrevem fórmulas moleculares de maneiras diferentes. Por exemplo, como acabamos de ver, a fórmula química para o ácido acético é C$_2$start subscript, 2, end subscriptH$_4$start subscript, 4, end subscriptO$_2$start subscript, 2, end subscript; porém, a veremos constantemente escrita como CH$_3$start subscript, 3, end subscriptCOOH. O motivo deste segundo tipo de fórmula é que a ordem na qual os átomos são escritos ajuda a mostrar a estrutura da molécula de ácido acético—o que é chamado às vezes de fórmula estrutural condensada. Sendo assim, podemos pensar na fórmula CH$_3$start subscript, 3, end subscriptCOOH como sendo algo entre uma fórmula química e uma fórmula estrutural, que veremos a seguir.

As fórmulas químicas nos dizem apenas quantos átomos de cada elemento estão presentes em uma molécula, mas as fórmulas estruturais também nos dão informações sobre como os átomos estão ligados no espaço. Nas fórmulas estruturais, nós, de fato, desenhamos as ligações covalentes conectando os átomos. Na última seção, nós vimos a fórmula química da amônia, que é NH$_3$start subscript, 3, end subscript. Agora, vejamos a sua fórmula estrutural:

De ambas as fórmulas estruturais, podemos ver que o átomo central de nitrogênio está conectado a cada átomo de hidrogênio através uma ligação covalente. Lembre-se, porém, que átomos e moléculas, assim como tudo no universo, existem em três dimensões—eles têm comprimento, largura e espessura. Na fórmula estrutural à esquerda, nós estamos vendo apenas uma aproximação bidimensional desta molécula. Na fórmula estrutural mais detalhada à direita, contudo, nós temos uma linha tracejada para indicar que o átomo de hidrogênio mais à direita está localizado atrás do plano da tela, enquanto que a linha mais grossa indica que o átomo central de hidrogênio está à frente do plano da tela. Os dois pontos acima do nitrogênio indicam um par de elétrons livres, que não estão envolvidos em nenhuma ligação covalente. Discutiremos a importância desses elétrons no final desta seção. Para ajudar a mostrar esta estrutura tridimensional de forma mais exata, podemos contar com os modelos de espaço preenchido ou ainda com os modelos de bolas e varetas. Consideremos ambos os modelos para o NH$_3$start subscript, 3, end subscript:

A imagem à esquerda mostra o modelo de espaço preenchido para a amônia. O átomo de nitrogênio é ilustrado como a esfera central azul maior, e os três átomos de hidrogênio são ilustrados como as esferas brancas menores nas laterais, que formam uma espécie de tripé. A geometria geral da molécula é uma pirâmide contendo o nitrogênio e no vértice e uma base triangular formada pelos três átomos de hidrogênio. Como você aprenderá ao estudar formas e geometrias moleculares, este tipo de arranjo é conhecido como trigonal piramidal. A principal vantagem do modelo de espaço preenchido é que ele nos dá uma ideia dos tamanhos relativos dos diferentes átomos—nitrogênio possui um raio atômico maior que o hidrogênio.

A imagem da direita mostra o modelo de bolas e varetas da amônia. Como você já deve imaginar, as bolas representam os átomos, e as varetas que ligam as bolas representam as ligações covalentes entre os átomos. A vantagem desse tipo de modelo é que conseguimos ver as ligações covalentes, o que também nos permite ver com mais facilidade a geometria da molécula.

Agora que já entendemos as ligações covalentes, podemos começar a discutir o outro importante tipo de ligação química—a ligação iônica. Ao contrário da ligação covalente, na qual pares de elétrons são compartilhados entre átomos, uma ligação iônica é formada quando dois íons de cargas opostas se atraem. Para ilustrar isso melhor, primeiro precisamos examinar a estrutura e formação dos íons.

Lembre-se de que os átomos neutros têm um número igual de prótons e elétrons. O resultado disso é que a carga total positiva dos prótons cancela, de maneira exata, a carga total negativa dos elétrons, de modo que o próprio átomo fica com uma carga geral, ou carga líquida, igual a zero.

Entretanto, se um átomo ganha ou perde elétrons, o equilíbrio entre prótons e elétrons é interrompido, e o átomo se torna um íon – uma espécie com carga líquida. Primeiro, vamos analisar o que acontece quando um átomo neutro perde um elétron:

Na imagem acima, vemos um átomo neutro de sódio, $\text{Na}$start text, N, a, end text, perdendo um elétron. O resultado é que o íon sódio, $\text{Na}^+$start text, N, a, end text, start superscript, plus, end superscript, tem $11$11 prótons, mas apenas $10$10 elétrons. Sendo assim, o íon sódio tem uma carga líquida de $+$plus$1$1, tornando-se um cátion – um íon positivamente carregado.

Agora vamos ver como é a formação de um ânion – um íon com carga líquida negativa.

Nesta imagem, vemos o processo oposto daquilo que vimos com o átomo de sódio. Neste caso, um átomo neutro de cloro, $\text{Cl}$start text, C, l, end text, está ganhando um elétron. O resultado é que o íon cloreto recém-formado, $\text{Cl}^-$start text, C, l, end text, start superscript, minus, end superscript, tem $17$17 prótons, e $18$18 elétrons. Uma vez que os elétrons têm carga $-$minus$1$1, a carga líquida do íon cloreto com o elétron extra é $-$minus$1$1. Ele tornou-se um ânion, ou um íon negativamente carregado.

Observação: Quando átomos neutros recebem um ou mais elétrons para formar ânions, eles geralmente são nomeados utilizando-se o sufixo -eto. Por exemplo, Cl$^-$start superscript, minus, end superscript é cloreto, Br$^-$start superscript, minus, end superscript é brometo, N$^{3-}$start superscript, 3, minus, end superscript é nitreto, etc.

Na última seção, nós vimos separadamente como o sódio pode perder um elétron para formar o cátion Na$^+$start superscript, plus, end superscript e como o cloro pode ganhar um elétron para formar o ânion Cl$^-$start superscript, minus, end superscript. Na realidade, entretanto, esse processo todo pode ocorrer em um passo só, quando o sódio dá o seu elétron para o cloro! Podemos ilustrar isso da seguinte forma:

Aqui, nós podemos ver como um elétron é transferido do sódio para o cloro para que se formem os íons Na$^+$start superscript, plus, end superscript e Cl$^~-$start superscript, space, end superscript, minus. Uma vez que esses íons estejam formados, há uma atração eletrostática forte entre eles, o que leva à formação de uma ligação iônica. Podemos ver que um dos maiores fatores de distinção entre ligações iônicas e ligações covalentes é que, nas ligações iônicas, os elétrons são transferidos completamente, enquanto que nas ligações covalentes, os elétrons são compartilhados.

Nota: Conforme você for aprendendo mais sobre ligações, você perceberá que na verdade, a diferença entre ligações covalentes e iônicas não é tão simples, e que esses tipos de ligações são como dois extremos. Podemos pensar em uma ligação puramente iônica como tendo um compartilhamento desigual de elétrons, e já uma ligação puramente covalente tendo um compartilhamento perfeito de elétrons. Na realidade, entretanto, a maioria das ligações químicas se encaixa entre esses dois casos.

Nós agora iremos considerar os diferentes modos de se desenhar ou representar as ligações iônicas. Continuaremos a trabalhar com o composto iônico mais comum—cloreto de sódio, ou melhor conhecido como sal de cozinha. Uma única ligação iônica no cloreto de sódio pode ser representada como:

O cátion sódio positivamente carregado e o ânion cloreto negativamente carregado gostam de se posicionar perto um do outro, devido à sua atração eletrostática mútua. Pelo fato de nenhum elétron ser compartilhado, nós não representamos uma ligação iônica com uma reta, como fazemos em ligações covalentes. Apenas reconhecemos que a atração existe devido aos sinais opostos nos íons.

A imagem acima, no entanto, é somente um modelo. Na natureza, o cloreto de sódio não existe como um único cátion sódio ligado a um único ânion cloreto. Como mencionado antes, o cloreto de sódio é um sal de cozinha—e se nós pudéssemos usar um microscópio super potente que fosse capaz de examinar esse sal em nível atômico, veríamos algo semelhante à seguinte estrutura:

Podemos ver por essa imagem que os íons Na$^+$start superscript, plus, end superscript e o Cl$^-$start superscript, minus, end superscript se posicionam naturalmente lado a lado no espaço, graças às atrações eletrostáticas entre eles. Os íons então ficam seguros no mesmo lugar, por conta de suas fortes ligações iônicas. A estrutura acima é conhecida como estrutura de cristal, e o cloreto de sódio —como a maioria dos compostos iônicos— é um sólido cristalino. Você aprenderá mais sobre isso nas próximas lições envolvendo diferentes tipos de sólidos.

Agora que nós já discutimos o básico sobre ligações covalentes e iônicas, precisamos determinar algumas diferenças necessárias. Sabemos que um grupo de átomos unidos apenas por ligações covalentes é chamado de molécula. É preciso notar, no entanto, que a palavra molécula deveria ser usada apenas em referência a compostos covalentes. Em um composto iônico, como o cloreto de sódio, não existe algo como uma única molécula de cloreto de sódio, já que na realidade, cloreto de sódio é feito de vários íons sódio e cloreto, unidos em uma grande estrutura cristalina—como vimos na imagem anterior. Por isso, nos referimos à uma única parte de NaCl, não como molécula, mas como uma unidade-fórmula. Tenha em mente que uma unidade-fórmula, ao contrário de uma molécula, não existe na natureza - nos apenas nos referimos a ela por facilidade e conveniência.

Verificação do conceito: Que tipo de compostos são formados por moléculas — iônicos ou covalentes?

Todas as ligações químicas acontecem devido à atração eletrostática. Quando os átomos se combinam através de uma ligação química, eles formam compostos— estruturas únicas que possuem dois ou mais átomos. A composição básica de um composto pode ser indicada usando uma fórmula química. Uma fórmula química se utiliza de símbolos da tabela periódica para indicar os tipos de elementos presentes em um determinado composto, enquanto seus subscritos são usados para representar o número de cada tipo de elemento presente.

Os compostos podem ser tanto covalentes quanto iônicos. Em compostos covalentes, os átomos formam ligações covalentes que consistem no compartilhamento de pares de elétrons entre dois núcleos atômicos adjacentes. Um exemplo de composto covalente é a amônia. A fórmula química da amônia é NH$_3$start subscript, 3, end subscript, e nos indica que em uma única molécula de amônia, existe um átomo de nitrogênio, e três de hidrogênio. A estrutura de um composto covalente pode ser representada através de modelos de espaço preenchido, como também por modelos de bolas e varetas.

Em compostos iônicos, os elétrons são completamente transferidos de um átomo para o outro, de tal maneira que há formação de um cátion—íon carregado positivamente—e de um ânion—íon carregado negativamente. A forte atração eletrostática entre os cátions e ânions adjacentes é conhecida como ligação iônica. O exemplo mais comum de um composto iônico é o cloreto de sódio NaCl, mais conhecido como sal de cozinha. Ao contrário dos compostos covalentes, não existe uma molécula de um composto iônico. Isso porque na natureza, NaCl não existe em unidades individuais, e sim em estruturas cristalinas que são compostas por vários íons Na$^+$start superscript, plus, end superscript e Cl$^-$start superscript, minus, end superscript, alternados no espaço. A fórmula química do NaCl diz respeito à uma unidade-fórmula desse composto.