O níVEL suBMICROsCóPICO DA QuíMICA Química · base em teorias e modelos sobre o nível submicroscópico. Nesta aula, retomaremos parte do ... Observe, na Tabela Periódica discutida

Licenciatura em cincias USP/ Univesp

4.1 Introduo4.2 A matria constituda por tomos4.3 A Tabela Peridica e as Propriedades Peridicas dos Elementos Qumicos4.4 Ligaes qumicas

4.4.1 Distribuio eletrnica4.4.2 Frmulas dos compostos4.4.3 Estruturas de Lewis e Teoria da Repulso dos Pares de Eltrons de Valncia (TRPEV)4.4.4 Polaridade4.4.5 Ligao Covalente como sobreposio de orbitais

Referncias

4Ana Cludia Kasseboehmer

Daniela Maria Lemos Barbato Jacobovitz

O nVEL suBMICROsCPICO DA QuMICA Q

um

ica

43

Qumica

Licenciatura em Cincias USP/Univesp Mdulo 2

4.1 IntroduoComo vimos no texto da aula 1, os qumicos explicam os fenmenos macroscpicos com

base em teorias e modelos sobre o nvel submicroscpico. Nesta aula, retomaremos parte do

contedo estudado na disciplina Estrutura da Matria e aprofundaremos alguns aspectos para

caracterizar a Qumica no nvel submicroscpico. Esta aula importante para compreender as

propriedades e as transformaes das substncias qumicas que estudaremos daqui em diante.

4.2 A matria constituda por tomosVoc estudou, na disciplina Estrutura da Matria, os diferentes modelos atmicos que j surgiram

para explicar a constituio da matria em nvel submicroscpico. Este tema da cincia um exemplo

clssico para discutirmos um aspecto importante sobre a natureza das cincias: a cincia no linear

nem individualista! Isso significa que uma teoria construda por um cientista, que utiliza dados

e teorias de cientistas que o precederam, ou contemporneos a ele, e desenvolve uma nova teoria

para explicar, de maneira eficiente ou completa, um dado fenmeno observado. No Esquema 4.1

a seguir, retomada brevemente a evoluo dos modelos atmicos. Observe que Dalton apenas

conseguiu desenvolver sua teoria atmica porque Lavoisier e Proust haviam realizado experimentos e

desenvolvido outras leis, que despertaram em Dalton a iniciativa de propor uma explicao para essas

teorias a partir da constituio submicroscpica da matria.

Os experimentos de Michael Faraday (1791-1867) e de William Crookes (1832-1919) conduziram Thomson descoberta do eltron.

Em 1913, Bohr sugere alteraes no

modelo atmico de Rutherford.

Entre 1804 e 1807 - Dalton formula sua

teoria atmica.

Em 1911, Rutherford enuncia sua

teoria atmica.

Ao estudar a radiao alfa ncleos de tomo de Hlio utilizando-a para bombardear lminas metlicas para conhecer mais sobre o seu poder de penetrao, Rutheford verifica que parte da radiao repelida.

Os trabalhos de Johann Balmer (1825-1898), Max Plank (1858-1947) e Albert Einstein (1879-1955) sobre espectros atmicos levaram Bohr a propor alteraes no modelo de Rutheford para explicar essas evidncias.

Por volta de 1897, Thomson apresenta sua

teoria atmica.

Por volta de 1760, Lavoisier publica a lei da conservao das massas e, em 1790, introduz a ideia de elemento qumico.Em 1799, Proust enuncia a lei das pro-pores definidas.

Esquema 4.1: Principais modelos atmicos j sugeridos e as contribuies de alguns outros cientistas para o desenvolvimento dessas teorias.

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4 O nvel submicroscpico da Qumica


Tomemos o modelo atmico proposto por

Niels Bohr em 1913 para retomar alguns conceitos

fundamentais sobre a constituio submicroscpica

da matria. No modelo de Rutherford, o eltron

girava em torno do ncleo com um raio constante.

Contudo, segundo o eletromagnetismo clssico, uma

carga acelerada emite radiao, perdendo energia.

medida que perde energia, o raio da rbita diminui

e o eltron se colapsa com o ncleo.

Para sanar algumas lacunas do modelo atmico de

Rutherford, Bohr formulou os seguintes postulados:

a. Os eltrons seriam partculas que estariam em constante movimento ao redor do ncleo atmico em rbitas de trajetria e energia bem definidas, como mostrado na Figura 4.1;

b. Quando um eltron passa de um nvel de energia para outro mais afastado (de maior energia), certa quantidade de energia absorvida e essa mesma quantidade de energia

liberada quando ele retorna ao seu estado original.

c. As leis da Mecnica explicam o equilbrio dinmico do tomo em seu estado fundamental, mas no se aplicam nas transies eletrnicas de um estado estacionrio para outro;

d. Um tomo possui apenas alguns estados estacionrios possveis, que so rbitas circulares determinadas pela relao L = n(h/2), onde L = mvr o momento angular do eltron e n, um nmero inteiro, o nmero quntico principal.

Posteriormente, em 1923, Louis De Broglie (1892-1987) utiliza os estudos de Albert Einstein

para introduzir a ideia de que os eltrons - assim como qualquer partcula de matria - apresentam

tambm propriedades ondulatrias. Essa inovao contribui para explicar um dos postulados de

Bohr, de que o eltron no poderia apresentar energia intermediria entre um nvel de energia e

outro. necessrio acrescentar que o eltron deve ento ser tratado como uma onda estacionria

para que ele fique limitado ao espao do tomo. De acordo com De Broglie, uma partcula pode

comportar-se como uma onda, cujo comprimento de onda dado por:

h a constante de Planck e p = mv o momento linear (quantidade de movimento).

Figura 4.1: Nveis de energia na eletrosfera. / Fonte: modificado de Banco de Imagens LENAQ/UFSCar.

=hp

,

http://www.walter-fendt.de/ph14br/stwaverefl.htmhttp://www.walter-fendt.de/ph14br/stwaverefl.htm

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Qumica


Para uma corda de comprimento L fixa nas duas extremidades, o comprimento de onda da onda estacionria est associado ao comprimento da corda pela relao

em que n um nmero inteiro.Da mesma maneira, no tomo, o comprimento de onda do eltron est associado ao

comprimento da circunferncia da rbita, ou seja,

Substituindo a expresso do comprimento de onda na equao acima, temos:

Como no postulado de Bohr, o valor do momento angular um mltiplo inteiro da

constante h/2.Sendo o eltron tratado como uma onda estacionria, temos a explicao sobre a razo de

o eltron poder apenas existir em nveis de quantidade de energia fixa: uma onda estacionria

possui apenas nmeros inteiros de ondas (picos ou vales) e que determinaro valores fixos da

frequncia de oscilao e, portanto, da energia do eltron.

Por outro lado, quando pretendemos explicar o fenmeno do raio X por exemplo, mais

razovel considerar que os eltrons so partculas, j que colidem contra materiais metlicos

para produzir radiao eletromagntica. Perceba que, na realidade, no podemos afirmar que

o eltron uma partcula ou uma onda, sendo mais conveniente atribuir a esse elemento

uma caracterstica dual (dualidade partcula-onda). Ao explicarmos fenmenos da natureza,

reduzimos o eltron a uma ou outra caracterstica para obter uma explicao razovel.

Outro ponto fundamental da teoria atmica moderna diz respeito s rbitas propostas por Bohr.

Como pode ser observado na Figura 4.1, as rbitas so trajetrias circulares e, portanto, definidas,

pois seria possvel calcular, por exemplo, a distncia do eltron em uma determinada rbita at

o ncleo do tomo. No entanto, Werner Heisenberg (1901-1976) contribuiu significativamente

para o desenvolvimento da mecnica quntica, demonstrando matematicamente que impossvel

=2Ln,

2 r n= .

mvr nh=2.

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conhecer simultaneamente, com preciso, a posio e a velocidade do eltron dentro de um tomo.

Para exemplificar, a posio do eltron seria determinada chocando-se o eltron com um fton.

Esse experimento seria fisicamente to intenso que alteraria significativamente a posio do eltron.

Essa concluso ficou conhecida como o Princpio da Incerteza de Heisenberg.

Podemos ver ento que as leis de Newton e as equaes da Mecnica, que voc estudou na

disciplina de Dinmica, no so apropriadas para descrever a posio e velocidade do eltron.

Sabemos que o eltron se comporta como uma onda e, para determinar sua funo de onda,

momento e energia, usamos a equao de Schrdinger, uma ferramenta matemtica desenvol-

vida pelo fsico Erwin Schrdinger em 1926.

Ao aplicarmos a equao de Schrdinger para o tomo de Hidrognio, encontramos trs

nmeros qunticos que descrevem a funo de onda: n, l e m. O nmero quntico principal n determina os nveis de energia:

quanto maior o valor de n, maior a energia do eltron. O nmero quntico orbital l e o nmero quntico magntico m esto associados ao momento angular. H ainda um quarto nmero quntico, no previsto na soluo da equao de Schrdinger. o nmero quntico

associado ao spin, um atributo do eltron, que ser estudado no curso de Eletromagnetismo.

A funo de onda encontrada pela soluo da equao de Schrdinger nos fornece a distribuio

de probabilidade de encontrar o eltron em torno do ncleo. Isso implica que no possvel

abordarmos a eletrosfera como um conjunto de rbitas, mas de orbitais. Orbitais podem ser

definidos como regies do espao, ao redor do ncleo atmico, nas quais possvel encontrar

o eltron. Na Figura 4.2, esto relacionados os orbitais s, p e d dos tomos.

Enn

= 13 6

2

, ,

Figura 4.2: Representaes dos orbitais s, p, d indicados pelo nmero quntico secundrio. Os orbitais representam a regio de maior probabilidade de se encontrar os eltrons que a extremidade de cada orbital. / Fonte: modificado de Banco de Imagens LENAQ/UFSCar.

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Qumica


Observe a Figura 4.3: quanto mais prximo da fronteira externa desses orbitais, maior

a probabilidade de se encontrar um eltron. J nos pontos nodais, ou seja, regio em que a

amplitude da onda zero, a probabilidade de encontrar um eltron zero, pois a regio em

que se encontra o ncleo atmico.

Relembramos assim que as teorias cientficas atuais esto construdas a partir da ideia de

que, no nvel submicroscpico, a matria constituda de tomos e que as teorias que buscam

explicar a constituio desses entes no esto concludas e, portanto, muitas novas descobertas

esto por vir.

Ao longo dos anos, diferentes cientistas verificaram a existncia de muitos elementos qumicos,

os quais so relacionados na chamada Tabela Peridica dos Elementos Qumicos.

Figura 4.3: Orbital px. / Fonte: modificado de Banco de Imagens LENAQ/UFSCar.

Como viram anteriormente, os modelos so representaes criadas para dar suporte ao raciocnio cientfico. Por isso, quando utilizamos representaes de tomos para discutir um assunto, mas no h necessidade de representar o ncleo e a eletros-fera, podemos usar o modelo atmico de Dalton e representar os tomos como esferas macias. Isso facilita a visualizao do fato que queremos representar e permitido cientificamente. Por isso, a partir da prxima aula, quando estudaremos transformaes qumicas, ser o modelo de Dalton o principal modelo adotado para as representaes submicroscpicas.

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4.3 A Tabela Peridica e as Propriedades Peridicas dos Elementos Qumicos

Nesta animao, temos uma tabela peridica, da qual possvel extrair diversas informaes

sobre os elementos qumicos conhecidos at hoje. Passe o cursor sobre a Tabela Peridica para

conhecer os elementos qumicos. Veja tambm o vdeo.

Voc sabe qual a diferena entre tomo e elemento qumico? Elemento considerado um conceito estruturante na Qumica, ou seja, fundamental para a aprendizagem dessa cincia, mas facilmente confundido com o de tomo.tomo refere-se a uma entidade fsica que constitui a matria em nvel submi-croscpico e formado ainda por diferentes partculas como prtons, nutrons, quarks etc. Por no ser possvel visualiz-lo com o auxlio de qualquer aparelho, so formulados modelos tericos para explicar sua constituio.Elemento qumico, por outro lado, refere-se a um conjunto de tomos que possuem o mesmo nmero atmico. Por exemplo, a gua constituda por dois diferentes elementos qumicos: o hidrognio (nmero atmico = 1) e o oxignio (nmero atmico = 8). Se pudssemos contabilizar diferentes molculas de gua, observaramos que todos os tomos de hidrognio possuem um prton; no entanto, a maioria dos tomos teria massa atmica 1 enquanto outros teriam massa atmica 2 ou 3.Os tomos que possuem o mesmo nmero atmico, mas diferentes massas atmicas so denominados istopos. Esses diferentes tomos so reconhecidos como um mesmo elemento qumico. Observe, na Tabela Peridica discutida a seguir, que a massa atmica dos elementos qumicos no um valor inteiro e isso porque o nmero , na realidade, a massa ponderada dos diferentes tomos daquele elemento qumico - veja a Figura 4.4.

Figura 4.4: Diferentes tomos que remetem ao elemento qumico Hidrognio.

Acesse a Leitura Complementar: A Evoluo da Tabela Peridica - e conhea mais sobre a histria da Qumica!

http://www.periodicvideos.com/

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Qumica


A tabela peridica est organizada em ordem crescente de nmero atmico (Z, nmero de prtons) e as famlias e os perodos foram criados de modo a distribuir os elementos qumicos

de acordo com as semelhanas em suas propriedades qumicas e fsicas.

Vejamos em relao ao tamanho dos tomos. Na tabela peridica, os raios dos tomos

aumentam de cima para baixo - pelo aumento no nmero de camadas de energia da eletros-

fera - e diminui da esquerda para a direita - pelo aumento da atrao entre prtons e eltrons

em virtude do aumento do nmero de prtons. A Figura 4.5 ilustra uma tabela peridica

considerando a diferena de tamanho entre os tomos.

Outra propriedade peridica verificada entre os elementos qumicos est relacionada

energia de ionizao. Este conceito corresponde quantidade de energia absorvida por um

tomo quando um eltron retirado. Nesse caso, ele se torna um ction. Os metais ( esquerda

da tabela peridica) tm tendncia a perder eltrons para alcanar o octeto e, portanto, a

estabilidade. Logo, a energia de ionizao menor para esses elementos qumicos. A afinidade

Figura 4.5: Ilustrao da tabela peridica de acordo com o tamanho dos tomos. / Fonte: modificado de Banco de Imagens LENAQ/UFSCar.

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eletrnica, por sua vez, diz respeito quantidade de energia absorvida quando um tomo ganha

um eltron e se torna um nion, e so os elementos qumicos da direita da tabela peridica - os

ametais - aqueles que tm maior tendncia a receber eltrons.

O tamanho dos tomos altera-se quando ele se torna um ction ou um nion. Ao perder um

eltron, a quantidade de prtons excede a de eltrons e, portanto, o ncleo atrai os eltrons com

maior intensidade, diminuindo o raio do on. O inverso ocorre para o caso do nion, quando

se pode afirmar que o tamanho do on maior do que do tomo neutro. A Figura 4.6 ilustra

essas diferenas em tamanho.

Outras propriedades peridicas podem ainda ser encontradas como, por exemplo, ponto de

fuso, densidade etc.

Uma propriedade geralmente classificada com propriedade peridica dos elementos, mas con-

testada por alguns autores, a eletronegatividade. Essa contestao ocorre devido ao fato de que essa

propriedade ocorre apenas em ligaes qumicas e, portanto, de natureza diferente das anteriores.

A eletronegatividade pode ser definida como a tendncia que um tomo apresenta de atrair

para si os eltrons em uma ligao qumica. Na tabela peridica, os elementos mais eletronegativos

encontram-se no canto superior direito - F, O, N - exceto os gases nobres, que no realizam

ligao qumica facilmente. Observe os valores de eletronegatividade na Figura 4.7. possvel

verificar que os elementos qumicos metlicos tm baixa eletronegatividade, ou seja, atraem com

baixa intensidade os eltrons em uma ligao qumica. Essa afirmao coerente, uma vez que

Figura 4.6: Ilustrao do raio atmico de tomos e os ons correspondentes. / Fonte: modificado de Banco de Imagens LENAQ/UFSCar.

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Qumica


esses elementos qumicos tendem a perder seus eltrons mais externos completamente, tornando-se

ctions, o que denominado ionizao. Voltaremos a esse assunto em breve neste texto.

4.4 Ligaes qumicasVoc viu na disciplina Estrutura da Matria alguns conceitos sobre ligaes qumicas.

Vamos retom-los e aprofundar alguns aspectos.

Com exceo dos gases nobres, que podem ser encontrados na natureza isolados, ou seja,

como tomos sozinhos, os outros tomos conhecidos ligam-se a outros tomos formando

compostos para adquirir estabilidade.

Agora podemos questionar-nos: quando ocorre cada ligao qumica? Basicamente, so trs

as ligaes qumicas: inica, covalente e metlica. A ligao inica ocorre pela transferncia

de um ou mais eltrons de um tomo para outro com a formao de ons positivos (ctions) e

negativos (nions), que permanecem unidos por atrao eletrosttica.

J a ligao covalente ocorre quando os tomos atraem eltrons de maneira semelhante e,

portanto, no h energia suficiente para que um dos tomos perca seu eltron completamente

para o outro tomo. Nesse caso, ocorre compartilhamento dos eltrons e formao de molculas.

Finalmente, quando todos os tomos em questo perdem eltrons com facilidade, por terem

baixa energia de ionizao, ocorre a ligao metlica.

Figura 4.7: Valores de eletronegatividade dos elementos qumicos. / Fonte: modificado de Banco de Imagens LENAQ/UFSCar.

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Observe a tabela peridica da Figura 4.8. Nela, os elementos qumicos esto divididos

entre metais (verdes) e no-metais (azuis). Os gases nobres, por serem mais estveis isolados e

serem encontrados como molculas em poucos compostos, no so abordados nesta discusso.

Classificando os elementos qumicos em metlicos ou no metlicos, temos as seguintes

possibilidades de combinao entre eles:

metal + metal metal + no-metal no-metal + no-metalAs ligaes que ocorrem entre esses elementos so as seguintes:

metal (baixa energia de ionizao) + metal (baixa energia de ionizao) = Ligao Metlica; metal (baixa energia de ionizao) + no-metal (alta afinidade eletrnica) = Ligao Inica; no-metal (alta afinidade eletrnica) + no-metal (alta afinidade eletrnica) = Ligao Covalente. possvel perceber que as ligaes qumicas ocorrem por interaes de eltrons. Para saber

a quantidade de eltrons envolvida em uma ligao qumica, precisamos primeiro aprender a

chamada distribuio eletrnica.

Figura 4.8: Tabela peridica na qual os elementos qumicos esto classificados em metais (verdes) e no-metais (azuis).

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Qumica


4.4.1 Distribuio eletrnica

Vimos h pouco que, atravs da equao de Schrdinger, deter-

minamos a distribuio de probabilidade de encontrar o eltron

para um determinado nvel de energia do tomo de Hidrognio.

Este um tomo simples, com apenas um eltron. Para determinar

a distribuio de probabilidade dos eltrons em tomos multiele-

trnicos, podemos aplicar a equao de Schrdinger. Resolver

a equao seria uma tarefa um tanto sofisticada, pois envolve um

nmero muito grande de equaes. Felizmente, temos uma regra

desenvolvida por Linus Pauling. Trata-se de um esquema no qual os

eltrons se distribuem nos tomos. O esquema est na Figura 4.9.

A partir do nmero atmico dos elementos qumicos - se o

tomo est neutro, significa que o nmero de prtons igual ao

nmero de eltrons - faz-se a distribuio eletrnica seguindo a ordem indicada pelas setas da

Figura 4.9. Veja o exemplo para o sdio (Na, Z = 11):

1s2 2s2 2p6 3s1

Os nmeros 1, 2 e 3 representam os nveis de energia da eletrosfera (Figura 4.1) enquanto

as letras s e p representam os orbitais (Figura 4.2) e os nmeros sobrescritos 2, 6 e 1 mostram

a quantidade de eltrons em cada orbital.

A partir da distribuio eletrnica, possvel determinar:

a. a localizao do elemento qumico na tabela peridica: 3 perodo, famlia 1 ou 1A;b. o nmero de eltrons de valncia - refere-se aos eltrons mais externos do tomo, so os

que participam da ligao qumica.

Para o caso do Na, h um eltron de valncia. Uma vez que os gases nobres so elementos

estveis e possuem 8 eltrons de valncia, ento, esta uma condio de estabilidade, conhecida

como Regra do Octeto. Assim, se o Na perder o eltron de valncia da 3 camada, a camada de

Figura 4.9: Diagrama de Pauling. / Fonte: modificado de Banco de Imagens LENAQ/UFSCar.

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valncia passa a ser a 2 em que h oito eltrons. De fato, observamos experimentalmente que

o tomo de sdio perde um eltron com muita facilidade, tornando-se o ction Na+.

4.4.2 Frmulas dos compostos

A partir desses conceitos, podemos determinar qual a frmula dos compostos formados pela

ligao entre dois elementos qumicos. Por exemplo, qual a frmula do composto formado pela

ligao entre alumnio (Al, Z = 13) e oxignio (O, Z = 8)?Primeiramente, faamos as respectivas distribuies eletrnicas:

Al: 1s22s2 2p6 3s2 3p1 (3 eltrons de valncia, torna-se o ction Al3+); O: 1s22s2 2p4(6 eltrons de valncia, torna-se o nion O2-).Quantos tomos de Al e de O so necessrios para formar um composto neutro?

Com 2 tomos de Al e 3 de O, as cargas positivas e negativas se igualam e temos o composto Al2O

3.

4.4.3 Estruturas de Lewis e Teoria da Repulso dos Pares de Eltrons de Valncia (TRPEV)

Para o caso das molculas, ou seja, compostos em que os tomos se ligam por ligao cova-

lente, utilizada a forma de representao denominada Estrutura de Lewis para verificarmos

o nmero de ligaes que um elemento qumico pode realizar, assim como determinamos

a geometria que a molcula resultante pode apresentar. Essa teoria denominada Teoria da

Repulso dos Pares de Eltrons de Valncia (TRPEV).

Na representao de molculas pela Estrutura de Lewis, os eltrons de valncia so distribu-

dos ao redor do smbolo do elemento qumico quando possvel determinar quantos eltrons

faltam para completar o octeto. Tomemos o caso do carbono e do hidrognio:

C (Z = 6):1s22s2 2p2 (possui 4 eltrons de valncia; logo, faltam 4 eltrons para o carbono adquirir configurao de gs nobre);

H (Z = 1):1s1 (possui 1 eltron de valncia; logo, falta um eltron para o hidrognio adquirir configurao do gs nobre hlio He).

C

H

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Qumica


Portanto, so necessrias quatro ligaes covalentes entre o C e o H para que ambos os

elementos qumicos se tornem estveis. A frmula estrutural final do composto :

H

HH C

H

ou

H

C HH

H

Na Figura 4.10, esto representadas outras molculas e suas Estruturas de Lewis tridimen-

sionalmente. Observe que, nas molculas de amnia, gua e cido fluordrico h eltrons que

no participam da ligao covalente. Eles so denominados pares isolados e, em molculas com

trs tomos ou mais, quando se localizam no tomo central da molcula em virtude de forte

repulso eletrnica, alteram a geometria da molcula. No caso da H2O, por exemplo, a geometria

da molcula no linear, mas angular, pela repulso dos pares de eltrons isolados do oxignio.

Figura 4.10: Representao com bolinhas e bastes e Estrutura de Lewis para algumas molculas. / Fonte: modificado de Banco de Imagens LENAQ/UFSCar.

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As geometrias moleculares variam de acordo com o nmero de tomos que constituem a

molcula e a existncia ou no de pares isolados sobre o tomo central. Essas geometrias so

tridimensionais e esto sintetizadas na Figura 4.11.

Figura 4.11: Principais geometrias moleculares. / Fonte: modificado de Banco de Imagens LENAQ/UFSCar.

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Qumica


4.4.4 Polaridade

A existncia de diferena de eletronegatividade entre tomos em uma molcula e a sua geometria

no espao podem gerar polos ou dipolos (polos positivo e negativo) que afetam as interaes entre

as molculas. Essas interaes so denominadas foras intermoleculares ou Foras de van der Waals

em homenagem ao fsico-qumico holands e explicam, por exemplo, os estados fsicos das subs-

tncias qumicas. As foras de van der Waals constituem trs tipos de interaes intermoleculares:

Foras de interao dipolo induzido-dipolo induzido; Foras dipolo-dipolo ou ainda Ligaes

de Hidrognio. Vejamos a definio de cada interao a seguir.

Na Figura 4.12a, temos a molcula de H2. Por se tratar dos

mesmos elementos qumicos, no existe diferena de eletronegati-

vidade e, portanto, podemos dizer que a molcula no tem polos,

ou seja, apolar. No entanto, como a substncia H2 constituda

de, no mnimo, sextilhes de molculas de H2, ocorre interao

entre essas molculas. A existncia de cargas positivas no ncleo e

cargas negativas na eletrosfera leva formao de dipolos induzidos.

Essa interao intermolecular fraca, mas possibilita a interao entre

as molculas como ilustrado na Figura 4.12c, sendo denominada

Foras dipolo induzido-dipolo induzido.

No caso da molcula de cloreto de hidrognio, HCl, h dife-

rena de eletronegatividade entre os tomos H e Cl (veja os valores

na Figura 4.7) e, por isso, so gerados um polo negativo prximo ao tomo de Cloro e um

polo positivo prximo ao tomo de hidrognio, ou seja, um dipolo permanente, ilustrada na

Figura 4.12b. Essa interao entre as molculas de HCl mais forte e denominada Foras

dipolo-dipolo com as condies experimentais adequadas mistura de HCl em gua, por

exemplo essa diferena de carga pode aumentar e o tomo de hidrognio pode ionizar-se, ou

seja, tornar-se um on, neste caso positivo.

A Figura 4.13 a seguir apresenta uma diferenciao importante. No caso da molcula

de H2, como no existe diferena de eletronegatividade entre os tomos, temos uma ligao

covalente apolar. J no caso da molcula de CO2, h diferena de eletronegatividade entre os

tomos de carbono e de oxignio e, portanto, as ligaes C-O so polares. No entanto, como a

a

b

c

Figura 4.12: Dipolos em molcula apolar e polar. / Fonte: modificado de Banco de Imagens LENAQ/UFSCar.

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molcula possui geometria linear e h duas ligaes C-O, os momentos de dipolo, , anulam-se

e a molcula apolar apesar de possuir ligaes polares. Finalmente, no caso da molcula de

HCl, tanto a ligao covalente quanto a molcula toda so polares.

Um caso especial de interao intermolecular o de molculas em que h hidrognio

ligado a um dos trs elementos mais eletronegativos conhecidos: flor (F), oxignio (O) e

nitrognio (N). Nessas molculas, o dipolo das ligaes qumicas mais forte e essa interao

intermolecular denominada Ligao de Hidrognio. Uma das propriedades fsicas da gua

explicada com essa interao a tenso superficial. A interao entre molculas de gua to

intensa que pequenos objetos podem flutuar na superfcie da gua.

4.4.5 Ligao Covalente como sobreposio de orbitais

Assim como ocorre com os modelos tericos que explicam como a estrutura dos tomos

e com muitos outros fenmenos e objetos de estudo na cincia, diversas so as teorias que

surgem para explicar como os tomos se ligam uns aos outros. At agora, discutimos a ligao

covalente como o compartilhamento de eltrons de valncia, considerando-os como pontos

que se localizam entre os tomos da ligao. Essa teoria til para compreender a estabilidade

dos tomos pelo alcance de oito eltrons na ltima camada de energia do tomo e tambm a

geometria das molculas formadas. Mas, como voc j viu em Estrutura da Matria, de acordo

com as evolues posteriores ao modelo atmico de Bohr, mais adequado tratarmos de

Figura 4.13: Exemplos de ligaes e molculas polares e apolares. / Fonte: modificado de Banco de Imagens LENAQ/UFSCar.

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Qumica


regies nas quais mais provvel encontrar os eltrons, os orbitais. Nesse caso, as questes de

estabilidade e compartilhamento de eltrons continuam adequadas para explicar a frmula e a

geometria das molculas, mas, diferentemente das Estruturas de Lewis, as ligaes qumicas so

consideradas como sobreposies de orbitais. Veja o exemplo da molcula de hidrognio (H2)

na Figura 4.14.

A molcula de H2 representa o exemplo mais simples de sobreposio de orbitais j que

cada tomo H possui apenas o orbital 1s ocupado. Quando os tomos de H apresentam uma

distncia intermolecular de 74 pm (picmetro; 1 pm = 10-12 m), ocorre a sobreposio ideal dos

orbitais levando ao mnimo de energia. Enquanto uma ligao simples ocorre pela sobreposio

dos orbitais s, as ligaes duplas e triplas ocorrem pela sobreposio tambm de orbitais p. Veja

o exemplo da molcula de eteno C2H

4 na Figura 4.15.

Figura 4.14: Relao entre a energia da interao entre dois tomos de Hidrognio (H) e a distncia entre esses tomos. / Fonte: modificado de Banco de Imagens LENAQ/UFSCar.

Figura 4.15: Representao das ligaes na molcula de eteno. As ligaes simples C-H e uma das ligaes C-C ocorrem pela sobreposio de orbitais s enquanto a ligao dupla C-C ou ocorre pela interao de orbitais p. / Fonte: modificado de Banco de Imagens LENAQ/UFSCar.

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Referncias Braathen, P. C. Qumica Geral. 3 ed. Viosa. 2011.

Oki, M.C.M. O conceito de elemento da Antiguidade Modernidade. Qumica Nova na

Escola, n. 16, p. 21-25, 2002.

YOung, h. D. ; FreeDman, R. A. Fsica IV: tica e Fsica Moderna. 12 ed., So Paulo:

Addison Wesley, 2009.

UFSCAR. Banco de Imagens LENAQ/UFSCar. Departamento de Qumica. Universidade

Federal de So Carlos.

GlossrioBohr: Niels Bohr (1885-1962) foi um fsico dinamarqus, que ganhou o Prmio Nobel, em 1922, por

suas melhorias no modelo de Rutherford.

Dalton: John Dalton (1766-1844) foi um cientista ingls, que retomou a ideia da Antiguidade, de que a matria era constituda de tomos, para formular uma explicao para as Leis de Lavoisier e de Proust. Teoria atmica: para Dalton, os tomos eram esferas indivisveis diferenciados em elementos qumicos pela massa atmica e pelo tamanho, que se poderiam combinar para formar substncias compostas.

Lavoisier: Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) foi um qumico francs, a quem atribudo o incio da qumica moderna por ele ter introduzido a utilizao da balana, melhorando a preciso das medidas experimentais.

Propriedades ondulatrias: Esse dado foi confirmado por outros cientistas como Davisson, Germer e G. P. Thomson.

Proust: Joseph Louis Proust (1754-1826) foi um qumico francs que, estudando a substncia qumica carbonato de cobre, observou que havia uma proporo entre os tomos, ou seja, independentemente da forma com que a substncia fosse obtida, ela era sempre formada pelos mesmos elementos qu-micos - cobre, oxignio e carbono - e sempre na mesma proporo - 5,3:1,0:4,0, respectivamente. A partir desses estudos, foi possvel ao cientista formular a Lei das Propores Constantes.

Acesse a Leitura Complementar: Teoria da Ligao de Valncia e leia sobre outras teorias que explicam as ligaes qumicas como a Teoria dos Orbitais Mole-culares, que abordam as ligaes qumicas como combinao de funes de onda e, neste caso, os eltrons so tratados como rbitas estacionrias.

http://midia.atp.usp.br/plc/plc0013/impressos/plc0013_04_complementar.pdf

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Qumica


Rutherford: Ernest Rutherford (1871-1937) foi um fsico neozelands que, no final do sculo XIX, se dedicava a estudar um tema da moda na poca: a radioatividade. Suas observaes sobre o desempenho da radiao levaram-no a repensar o modelo atmico de Thomson aceito at aquele momento. Teoria atmica: Para Rutherford, o tomo seria constitudo de partculas positivas (prtons) concentradas no centro do tomo, denominado o ncleo, e seriam cercadas pelos eltrons, semelhantemente ao Sistema Solar. Posteriormente, James Chadwick descobre os nutrons, partculas de tamanho e massa semelhantes aos prtons, mas sem carga.

Thomson: Joseph John Thomson (1856-1940) foi um fsico ingls, que ganhou o Prmio Nobel, em 1906, por seus estudos sobre o eltron. Por meio de seu experimento com raios catdicos, encontrou a relao entre a carga e a massa do eltron: q/m = 1,76 1011 Coulomb/Kg. Teoria atmica: para Thomson, o tomo poderia se assemelhar a um pudim de passas, ou seja, seria uma massa de carga positiva, na qual os eltrons (partculas negativas) estariam imersas.

dalton: ta_dalton: ta_rutherford: rutherford: bohr: ta_thomson: thomson: lavoisier: proust: proust_Q: proust_X: lavoisier_Q: lavoisier_X: thomson_Q: thomsonX: ta_thomson_Q: ta_thomson_X: rutherford_Q: rutherford_X: TA_rutherford_Q: ta_rutherford_X: bohr_Q: bohr_X: dalton_Q: dalton_X: ta_dalton_Q: ta_dalton_X: balo: propriedades: onda: propriedades_Q: propriedades_X: ondas_Q: ondas_X:

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O níVEL suBMICROsCóPICO DA QuíMICA Química · base em teorias e modelos sobre o nível submicroscópico. Nesta aula, retomaremos parte do ... Observe, na Tabela Periódica discutida