Química - Ligação Química (Unesp)

Cursos de Especializao para o quadro do Magistrio da SEESPEnsino Fundamental II e Ensino Mdio

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Cursos de Especializao para o quadro do Magistrio da SEESP

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SumrioEvoluo histrica do conceito de ligao qumica ........................1

A Ligao Qumica no contexto do tomo divisvel ....................11

Ligao Qumica: Conceito e Tipos ............................................18

Ligao Covalente em Entidades Isoladas ...................................27

Obedecer, ou no, a regra do octeto? ............................................44

Referncias ..................................................................................58

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Evoluo histrica do conceito de ligao qumica

As primeiras ideias das quais se tem registro, sobre o que hoje conhecemos como ligao qumica, remonta a 410-450 A.C., estando associadas aos nomes de Demcrito. Seguindo a proposio do modelo do tomo indivisvel proposto por Leucipo e Demcrito, este ltimo props que os tomos eram dotados de colchetes e ganchos, atravs dos quais se uniam para formar slidos. Posteriormente, antes da afirmao da Qumica como cincia exata, surgiram outras explicaes no cientficas para a formao da ligao qumica, como sendo decorren-tes de as partculas em repouso estarem coladas e as partculas serem mantidas juntas por movimentos conspiratrios.

Durante quase dois mil anos, a ideia de tomo dos filsofos gregos, e suas ideias adja-centes sobre ligao qumica, foram abandonadas, sendo substituda pelas ideias do modelo dos quatro elementos de Empdocles e Aristteles e, posteriormente, pelas da Alquimia. No sculo XVII, com o reaparecimento das idias da Teoria Atmica da matria, atravs dos tra-

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balhos de Ren Descartes (filsofo e fsico francs, 1596-1650), Pierre Gassendi (filsofo e cientista francs, 1592 1650) e Isaac Newton (fsico e matemtico ingls, 1643 1727), as idias dos filsofos gregos para explicar como as partculas se uniam tambm foram retoma-das. Descartes, por exemplo, adotou a idia da interao dos tomos ocorrerem atravs de algo semelhante aos colchetes e ganchos dos gregos.

Pierre Gassendi

(1592 - 1655)

Isaac Newton

(1643 1727)

Em 1661, Robert Boyle (filsofo e qumico ingls, 1627 1691), em seu livro O Qumico Ctico, postulou que a matria constituda de aglomerados de partculas, e que as mu-danas qumicas resultam de rearranjos dos aglomerados. Em 1704, Newton postulou que as

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partculas se atraiam por alguma fora, a qual em contato prximo extremamente forte, em pequenas distncias realiza as operaes qumicas, e em distncias maiores das partculas no tm efeito sensvel.

Robert Boyle

(1627 - 1691)

Em 1718, utilizando as idias de Boyle, o qumico e fsico francs Etiene Francois Geoffroy (1672-1731) desenvolveu a Teoria da Afinidade Qumica, representada na tabela que se segue.

Etienne Franois Geoffroy

(1672 1731)

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Tabela de afinidades de Geoffroy

Em 1803, John Dalton (qumico ingls, 1766-1844), aps propor sua Teoria do tomo In-divisvel, tambm props incorretamente que os tomos simples se enganchavam para formar tomos compostos. Em 1808 Dalton resumiu suas idias na tabela apresentada a seguir.

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O primeiro a ter idia clara sobre a diferena entre tomo simples e molcula, como con-hecemos hoje, foi o cientista italiano Lorenzo Romano Amedeo Avogadro (1776-1856), em 1811. No entanto, s em 1860, aps a morte de Avogadro, sua idia sobre molcula foi aceita pela comunidade qumica da poca.

Amedeo Avogadro

(1776 - 1856)

Embora durante o sculo XIX vrios pesquisadores tenham contribudo para o desen-volvimento da idia de ligao qumica, arbitrariamente selecionamos e destacamos apenas os trabalhos do qumico ingls Edward Frankland (1825-1899) e do fsico austraco Ludwig Boltzmann (1844-1906). Em 1852 Frankland, a partir dos resultados de seus trabalhos, props o conceito de valncia, conceito que influenciou todo o desenvolvimento do conhecimento qumico da poca. Em 1898, aplicando o conceito de valncia, Boltzmann explicou a formao da molcula de I2, e postulou que esta atrao qumica deveria estar associada com uma regio relativamente pequena da superfcie de cada tomo, que ele chamou de regio sensitiva. Nas palavras de Boltzmann Quando dois tomos esto situados de modo que suas regies sensi-

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tivas esto em contato, ou se sobrepe parcialmente, haver uma atrao qumica entre eles. Dizemos ento que eles esto quimicamente ligados um ao outro. Embora rudimentar este quadro surpreendente, pois envolve a primeira descrio detalhada da ligao qumica como resultante da sobreposio de orbitais atmicos, numa poca em que ainda no se dispunha de um modelo para o tomo divisvel. importante relembrar que a descoberta do eltron como constituinte universal da matria havia sido feita por J. J. Thomson em 1897, apenas um ano antes de Boltzmann publicar suas idias!

Com o estabelecimento indiscutvel da natureza eltrica e divisvel do tomo, comeou-se a atribuir a formao da ligao qumica ao compartilhamento de pares de eltrons entre os tomos que a formam, o que posteriormente seria conhecido como ligao covalente. Essas idias foram inicialmente desenvolvidas pelo qumico americano Gilbert Lewis (1875-1946), no perodo compreendido aproximadamente entre 1902 e 1916. Inicialmente, com base na idia da grande estabilidade associada a tomos com oito eltrons em suas camadas atmicas, os gases nobres, props seu modelo de tomo cbico, assim como os diagramas de pontos, que viriam a ser conhecidos posteriormente. Suas idias, incluindo a interpretao da ligao qumica como sendo devido ao compartilhamento de pares de eltrons, em nmero suficiente para satisfazer o octeto, foram explicitadas no seu trabalho clssico The Atom and the Mol-ecule Lewis, (1916).

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/en/3/32/Lewis-cubic-notes.jpg

As idias de Lewis sobre a ligao qumica foram expandidas pelo fsico e qumico ameri-cano Irving Langmuir (1881-1957), que culminaram nos estudos sobre a natureza da ligao qumica pelo qumico americano Linus Pauling (1901-1994). As idias de Pauling sobre a ligao esto reunidas no seu livro clssico Pauling, L. The Nature of the Chemical Bond. Cor-nell University Press, publicado pela primeira vez em 1939, constituindo as bases da Teoria de Ligao de Valncia. Na viso de Pauling esto includas as idias da ligao qumica como sendo devido sobreposio de orbitais dos tomos que compem a molcula, a formao de orbitais hbridos para explicar a geometria e nmero de ligaes feitas por tomos como carbono e nitrognio e a ressonncia para explicar a equivalncia das ligaes em estruturas como o benzeno.

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Gilbert Newton Lewis

(1875 1946)

Irving Langmuir

(1881 1957)

Em 1900 o fsico alemo Max Planck (1858- 1947) postulou o conceito de quantizao da energia (Glossrio) para descrever fenmeno relacionado com a emisso e absoro de energia

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por um corpo em funo da temperatura. Posteriormente, o conceito de quantizao dos nveis de energia foi incorporado na descrio do comportamento do eltron no tomo de hidrognio, num modelo proposto pelo fsico dinamarqus Niels Henrik David Bohr (1885-1962) em 1913.

Max Planck

(1858 1947)

Niels Henrik David Bohr

(1885 1962)

Como a formao das ligaes qumicas est associada interao dos eltrons dos tomos que a formam, era inevitvel que os conceitos e mtodos da Fsica Quntica fossem utiliza-dos em sua descrio. Isto foi feito com sucesso em 1927, pelos fsicos alemes Fritz London

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(1900-1954) e Walter Heinrich Heitler (1904-1981), que aplicaram a Mecnica Quntica (Glossrio) para explicar a formao da ligao covalente na molcula de hidrognio. Esta abordagem, que a base do que hoje se conhece como Teoria da Ligao de Valncia, marcou o nascimento da Qumica Quntica (Glossrio).

Fritz London

(1900 1954)

Walter Heinrich Heitler

(1904 1984)

Em 1929 o qumico ingls John Lennard-Jones (1894-1954) props descrever a formao dos orbitais moleculares atravs da combinao linear dos orbitais atmicos (Mtodo CLOA) que compem uma molcula. Sugeriu tambm mtodos para derivar as estruturas eletrnicas de molculas como F2 e O2 a partir de princpios qunticos bsicos. Essas idias constituem as bases do que hoje se conhece como Teoria do Orbital Molecular

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John Lennard-Jones

(1894 1954)

Esses mtodos, e seus desdobramentos subsequentes, constituem a base dos clculos ini-ciais feitos atualmente pela Qumica Quntica. No entanto, bom se destacar que nenhum dos mtodos permite uma soluo exata dos sistemas, devido complexidade dos clculos envolvidos. Mesmo com essa limitao, os clculos aproximados podem ser desenvolvidos at um ponto em que h excelente concordncia entre os resultados obtidos teoricamente e os valores experimentais. Essa concordncia obtida entre resultados calculados e experimentais, ao longo dos anos convenceu a comunidade cientfica da validade da aplicao da Qumica Quntica na descrio da ligao. Atualmente, embora a realizao de clculos tericos mais completos esteja restrita aos pesquisadores da rea, todas as teorias atuais que explicam a formao dos diferentes tipos de substncias e ligaes qumicas, levam em seu bojo as idias da Qumica Quntica. Por essa razo, a compreenso dos princpios qunticos bsicos, e os conceitos deles derivados descrio probabilstica da matria, densidade eletrnica, orbital atmico, sobreposio de orbitais, combinao linear de orbitais atmicos, teoria da ligao de valncia, teoria do orbital molecular - so essenciais plena compreenso dos conhecimentos sobre ligao qumica na atualidade.

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A Ligao Qumica no contexto do tomo divisvel

Como j discutido anteriormente, os trabalhos do qumico americano Gilbert Lewis, seguidos dos desenvolvimentos dados por Irving Langmuir e Linus Pauling, resultaram nas bases dos conceitos iniciais para explicar a formao da ligao qumica. Estes conceitos inici-ais esto relacionados s idias de formao de ligao pelo compartilhamento de pares de el-trons, formando ligaes covalentes, ou pela doao/recepo de eltrons, formando ctions e nions, que interagindo eletrostaticamente formam a ligao inica, luz da Regra do Octeto. A Regra do Octeto, por sua vez, foi proposta em virtude da inrcia qumica observada para os gases nobres (frente aos conhecimentos da poca!), e sua associao com as configuraes eletrnicas de suas camadas de valncia, contendo oito eltrons. Devido sua importncia histrica, e sua profunda influncia sobre o ensino de Qumica at os dias de hoje, a Regra do Octeto ser abordada no tpico que se segue.

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Linus Pauling

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Gilbert Newton Lewis

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2.1 Regra do Octeto: Importncia Histrica, Limites de sua utilizao

Uma vez associada idia da estabilidade qumica dos gases nobres s suas configuraes eletrnicas com oito eltrons na camada de valncia (com exceo do hlio, que tem dois el-trons em sua camada de valncia), foi natural propor-se que os tomos que no tinham esta configurao estvel, tendem a compartilhar, ou doar/receber eltrons, em nmero suficiente para adquirir esta configurao estvel. Estas idias foram muito teis para racionalizar a for-mao de substncias covalentes como Cl2 e CH4, ou de substncias inicas como NaCl.

Consideremos o caso da formao de uma substncia covalente, por exemplo, o Cl2. O tomo de Cl, nmero atmico 17, tem sete eltrons em sua camada de valncia, o que pode ser determinado tanto utilizando a posio do elemento na Tabela Peridica, como pela apli-cao das regras de Pauling para a determinao das distribuies eletrnicas dos tomos, 1s2 2s2 2p5. Como o tomo de cloro no atinge o octeto, esta configurao poder ser atingida se compartilhar um par de eltrons com outro tomo de cloro, formando a molcula Cl-Cl. Representando esta situao atravs dos diagramas de pontos propostos por Lewis, onde os eltrons so representados por pontos e, sempre que possvel aos pares. Essa situao repre-sentada do seguinte modo:

Pelo diagrama pode-se ver que cada tomo de cloro completa seu octeto pelo compartilha-mento de um par de eltrons, satisfazendo assim a regra do octeto, e formando uma molcula estvel Cl2.

Consideremos agora o caso da formao do NaCl slido, uma substncia inica, luz da idia da estabilidade associado ao octeto. Sdio, com nmero atmico 11, em sua camada de valncia tem um eltron a mais que o gs nobre anterior, o nenio. Segundo previsto pela regra do octeto, o tomo de sdio atinge a configurao eletrnica estvel do gs nobre an-

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terior, perdendo um eltron da sua camada de valncia, formando o ction Na+, configurao 1s2 2s22p6. Cloro, com nmero atmico 17, tem sete eltrons na sua camada de valncia, faltando um eltron para atingir a configurao estvel do gs nobre prximo, o argnio. O tomo de cloro pode atingir esta configurao estvel recebendo o eltron perdido pelo tomo de sdio, formando o nion Cl-, com a configurao estvel da camada de valncia do gs nobre argnio. O processo representado no esquema que se segue, utilizando diagramas de pontos de Lewis.

Normalmente, os livros didticos concluem que, nestas circunstncias, tanto o sdio como o cloro adquiriram estabilidade associada ao octeto, pois ao formar ons Na+ e Cl-, ambos ficam com oito eltrons em suas camadas de valncia. Os ons Na+ e Cl- possuem cargas opostas, e como tal se atraem mutuamente por interao eletrosttica. Essa atrao mantm os ons for-mando a substncia inica estvel cloreto de sdio, representado pela frmula unitria NaCl.

Ser que existe mesmo uma estabilidade intrnseca associada ao octeto? Examinemos do ponto de vista energtico os processos de formao, no estado gasoso, dos ons Na+ e Cl-, a partir dos tomos neutros de Na e Cl, tambm no estado gasoso. A perda do eltron pelo Na(g) envolve o fornecimento da energia igual sua primeira energia de ionizao, EI1= + 496 kJ mol-1. A incorporao do eltron na camada de valncia do tomo de Cl no estado gasoso, formando o on Cl- gasoso, envolve a primeira energia de afinidade eletrnica, AE1 = -349 kJ mol-1, onde o sinal negativo significa que esta energia desprendida pelo sistema. O processo global e o balano energtico total so representados no esquema que se segue.

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Isto significa que para se formar um mol de cada um dos ons no estado gasoso, necessrio fornecer 147 kJ mol-1, no havendo, portanto, nenhuma estabilidade intrnseca associada formao dos octetos! Ento, porque NaCl(s) uma substncia estvel? A resposta est na en-ergia desprendida no processo de interao de 1 mol de cada on no estado gasoso, formando 1 mol do retculo tridimensional infinito de NaCl, formado por ons de cargas opostas ocu-pando pontos adjacentes do retculo. A energia envolvida neste processo, denominada energia reticular, resultado da soma das atraes e repulses eletrostticas dos ons que formam o retculo, que resulta numa energia de estabilizao global igual a - 770 kJ mol-1, o que torna o processo global de formao de NaCl(s) francamente favorecido. Esses processos so conve-nientemente estudados pelo uso de ciclos de Born-Haber, j vistos anteriormente e que sero utilizados em tpicos subseqentes do mdulo.

Outro problema encontrado com a Regra do Octeto, que o nmero de excees grande, talvez maior do que os casos em que ela se aplica perfeitamente! Por exemplo, para os el-ementos do primeiro perodo da Tabela Peridica, H e He, a configurao estvel na realidade envolve dois eltrons, e no oito!

Com relao aos elementos do segundo perodo da Tabela Peridica, indo de Li a F, as substncias formadas pelos seus elementos do segundo perodo so os que mais obedecem a Regra do Octeto. Mesmo assim, h excees em que o octeto no atingido, e mesmo assim substncias estveis so formadas. o caso da formao de Cl-Be-Cl, com apenas 4 eltrons na camada de valncia do Be, e do BF3, onde h apenas 6 eltrons ao redor do tomo de boro central. Substncias como o BeCl2 e BF3 so conhecidas como hipovalentes.

J para os elementos do terceiro perodo da Tabela Peridica, indo de Na a Cl, h casos em que o mesmo elemento forma substncia que obedece a Regra do Octeto, e forma tambm substncias cujo tomo central tem mais de 8 eltrons ao seu redor. Para este ltimo tipo de substncia diz-se que seu tomo central hipervalente, tendo ocorrido a expanso do seu octeto. Substncias em que ocorre expanso do octeto neste perodo envolvem geralmente os elementos P, S e Cl. Exemplos tpicos so as substncias PCl3 e PCl5 formadas entre os elementos P e Cl, com 5 e 7 eltrons na camada de valncia, respectivamente. Os diagramas de Lewis para as duas substncias, onde ambas tm o tomo de P como elemento central, so representadas a seguir.

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No caso da molcula PCl3, verifica-se que tanto o tomo de P central, como os tomos de Cl perifricos tem seus octetos completos, de acordo com a Regra do Octeto. J a anlise do diagrama de Lewis da molcula PCl5 mostra claramente que os tomos de Cl perifricos tm seus octetos completos, enquanto que o tomo central de P tem 10 eltrons ao seu redor, no obedecendo a Regra do Octeto. O PCl5 um exemplo tpico de substncia hipervalente, na qual ocorre expanso do octeto do tomo de P central.

Outro problema associado Regra do Octeto, e a ideia de considerar a ligao covalente como sendo sempre consequncia da formao de pares de eltrons explicar molculas com nmero impar de eltrons na camada de valncia, como, por exemplo, NO e NO2. Este problema, que tambm da Teoria de Ligao de Valncia, que ser vista oportunamente, s resolvido por teorias como a Teoria do Orbital Molecular, tambm a ser abordada na prxima disciplina.

Outro problema mais srio relacionado com a Regra do Octeto est ligado ao modo pelo qual introduzida no Ensino Mdio, sendo normalmente apresentada, tanto nos livros didticos como pela maior parte dos professores, como sendo uma regra geral, com algumas poucas excees! Este modo de apresentao do tpico leva o aluno a supor que esta regra infalvel, o que gera um obstculo epistemolgico praticamente intransponvel quando ele se depara com um grande nmero de substncias estveis que no obedecem a Regra do Octeto! Mesmo em alunos ingressantes em cursos superiores da rea de Qumica, encontra-se grande resistncia dos alunos em substituir a Regra do Octeto por tratamentos mais adequados a cada tipo de ligao.

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Se h tantos problemas e excees envolvidos na aplicao da Regra do Octeto, ento se pode perguntar: por que ela ainda ensinada? A primeira resposta pela sua importncia histrica na formulao das primeiras idias da formao da ligao qumica, como conse-qncia das interaes entre os eltrons da camada de valncia que formam a substncia. A segunda pela sua simplicidade e utilidade na previso do tipo mais provvel de interao qumica envolvida na formao de um grande nmero de substncias covalentes e inicas. A terceira que clculos tericos mostram que em um nmero razovel de sistemas qumicos que obedecem a Regra do Octeto tm energias de estabilizao elevadas.

Entende-se perfeitamente que explicar adequadamente o quadro mais geral da estabilidade das ligaes qumicas envolve conhecimentos cuja complexidade est alm dos objetivos do Ensino Mdio. Por isto, a Regra do Octeto til neste nvel de ensino, desde que seja apre-sentada como uma ferramenta til e simples para prever o tipo mais provvel de ligao que ocorrer em um grande nmero de interaes entre tomos. No entanto, deve ficar claro que, exatamente por simplificar uma situao global complexa, no infalvel! Assim, ela funciona bem para justificar a formao de Cl2 por ligao covalente, e de NaCl por ligao inica, mas incapaz de apresentar a formao da ligao qumica como consequncia de um balano favorvel de energia que acompanha o processo de formao destas ligaes, e no uma suposta estabilidade intrnseca simplesmente porque um dado tomo completou seu octeto, por compartilhamento ou doao/recepo de eltrons! Para elementos do terceiro perodo e perodos subsequentes, so formadas tanto substncias que obedecem Regra do Octeto, como um grande nmero de substncias que no a obedecem, e que no constituem apenas algumas excees, como apresentado na maioria dos livros didticos.

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Ligao Qumica: Conceito e Tipos

Tendo como base a definio de ligao qumica adotada pela IUPAC, temos quatro tipos de ligaes qumicas, a saber: ligao inica, ligao covalente, ligao metlica e ligaes (ou interaes) intermoleculares. Embora seja sabido que as interaes existentes em uma substncia qumica real dificilmente se enquadram completamente em um desses tipos ideal-izados de ligao, iniciaremos nossas discusses considerando sistemas ideais. Posteriormente, sero introduzidas correes que admitam, por exemplo, a existncia de algum grau de carter inico em uma ligao considerada inicialmente como puramente covalente, e vice-versa, e as conseqncias nas propriedades observadas para as substncias reais.

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Para iniciar nossas discusses, iniciaremos por apresentar as caractersticas gerais dos quatro tipos de ligaes qumicas ideais, no tocante natureza das entidades responsveis pela sua formao, e intensidade e direcionalidade das interaes envolvidas na formao de cada tipo de ligao.

3.1 Caractersticas gerais das ligaes qumicas: ligao covalente

uma forma de ligao qumica caracterizada pelo compartilhamento de pares de eltrons entre os tomos que a formam. Como resultado do compartilhamento dos pares eletrnicos, a ligao direcional, estando o par de eltrons localizado na regio entre os tomos envolvi-dos. Como resultado do balano entre as foras de atrao (eltrons-ncleos) e as de repulso (eltron-eltron e ncleo-ncleo) resultam energias de estabilizao elevadas para as intera-es entre os tomos unidos por este tipo de interao.

H basicamente dois tipos de substncias unidas por ligaes covalentes: i) molculas iso-ladas e, ii) estruturas macromoleculares.

As substncias covalentes do tipo i) podem existir como espcies isoladas, com composio e geometrias definidas. Como exemplo, pode-se citar as molculas de CH4, H2O, HCl, etc. As molculas isoladas tm ligaes internas fortes entre os tomos que a formam, como se pode ver pelo caso da molcula de CH4, cuja energia de ligao mdia (energia mdia ne-cessria para quebrar uma ligao C-H) igual a 413 kJ mol-1. No entanto, as interaes entre molculas de CH4 adjacentes so fracas, da ordem de no mximo 10 kJ mol-1, o que explica os baixos pontos de ebulio e fuso dessa substncia (deve fica claro que ao fundir, ou vaporizar, a substncia CH4, so rompidas apenas as interaes fracas entre molculas adjacentes, e no as ligaes covalentes internas fortes!) . Como conseqncia, essas substncias ou so gasosas, como HCl, CO2, CH4, etc, ou so lquidos com baixos pontos de ebulio, como o ter e o etanol (PE = 35C e 78C, respectivamente), e de fuso, como o I2 e CO2 slidos. As intera-es existentes entre molculas isoladas em fase condensada (estado lquido ou slido) sero estudadas futuramente, no item interaes intermoleculares.

As substncias covalentes do tipo ii) formam redes moleculares gigantes, podendo se apre-sentar como camadas (p. exemplo, grafite), ou retculos tridimensionais infinitos (p. exemplo, diamante, silcio metlico, dixido de silcio). Neste tipo de substncia no h molculas in-dividuais, e o cristal como um todo pode ser considerado como uma macromolcula, onde

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cada ponto da estrutura ocupado por um tomo neutro. As frmulas unitrias deste tipo de substncia apenas indicam a relao entre os tomos componentes da estrutura, no existindo como unidade isolada. Um exemplo tpico o quartzo, que forma um retculo molecular gi-gante, tendo uma unidade SiO2 ligada por ligao covalente em cada ponto do retculo que, no entanto, no existe como unidade isolada. Em decorrncia dos eltrons das camadas de valn-cia dos tomos que formam o retculo serem utilizados na formao do retculo gigante, essas substncias so bons isolantes eltricos, uma vez que no h eltrons livres para conduzir a corrente eltrica. Mesmo quando fundidos, substncias deste tipo continuam no conduzindo corrente eltrica, pois os retculos so formados por tomos neutros. O elevado nmero de ligaes covalentes fortes faz com que estas substncias sejam duras e tenham elevados pontos de fuso. Uma exceo deste comportamento geral o do grafite, decorrente de particulari-dades de sua estrutura, que ser vista em tpico posterior deste mdulo.

Do que foi dito at o momento sobre ligaes e substncias do tipo covalente, importante apontar que generalizaes contidas em muitos livros didticos sobre esses contedos apre-sentam muitos erros conceituais, especialmente no tocante s foras das ligaes covalentes e s propriedades fsicas destas substncias. Geralmente a ligao covalente classificada como fraca nestes textos, pelo fato de substncias como CH4, I2, O2, que podem se apresentar como entidades isoladas, terem baixos pontos de fuso e ebulio. conveniente ressaltar novamente que, quando estas substncias passam do estado slido para o lquido, o que est sendo rom-pido so as interaes intermoleculares (entre molculas diferentes), e no as interaes intra-moleculares (as ligaes qumicas covalentes internas, responsveis pela grande estabilidade destas molculas isoladas). J no caso de retculos covalentes gigantes, como j citado no caso de diamante e outros, a mudana do estado slido para o lquido no processo de fuso, envolve a quebra de um nmero enorme de ligaes covalentes fortes, o que torna o ponto de fuso de uma substncia deste tipo extremamente elevado.

3.2 Caractersticas gerais das ligaes qumicas: ligao inica

A ligao inica uma forma de ligao qumica formada pela interao eletrosttica entre ons de cargas opostas, que se alternam num retculo tridimensional infinito, formando a es-trutura cristalina do slido. No modelo inico ideal, as cargas ocupando os pontos do retculo seriam pontos de cargas, sem dimenses, o que no exatamente o que ocorre em casos

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reais. Como resultado do fato da estrutura ser mantida por interaes eletrostticas, a ligao onidirecional, isto , a interao de um on com outro depende apenas da distncia entre eles, sendo igual em todas as posies igual distncia de um dado on tomado como referncia. A estrutura tridimensional que forma um composto deste tipo estabilizada pelas interaes de atrao e repulso entre os ons que se alternam na estrutura, que resulta numa grande en-ergia global de estabilizao da estrutura, conhecida como energia reticular. Este assunto ser tratado com maiores detalhes em outros tpicos deste mdulo. Em consequncia da elevada energia de estabilizao de um retculo de uma substncia, slidos deste tipo tem pontos de fuso elevados. Convm destacar que fundir um slido inico significa romper o retculo inico, o que exige energias elevadas, explicando os elevados pontos de fuso encontrados para essas substncias. Como exemplo tpico de compostos que se aproximam da descrio do modelo de substncias inicas temos o NaCl e o CaF2, cujos pontos de fuso so iguais 801C e 1418C, respectivamente.

Examinemos com mais cuidado o conhecido sal de cozinha, de frmula mnima NaCl. Como a substncia na realidade um retculo tridimensional infinito, sua frmula mnima representa apenas a relao existente entre os dois tipos de ons presentes na estrutura, ne-cessrios para a preservao da eletroneutralidade da substncia, no existindo entidade iso-lada com esta composio.

No estado slido uma substncia inica tem condutividade eltrica baixa, sendo um isolante. Este fato interpretado como sendo conseqncia dos ons estarem presos nos pontos do ret-culo, no sendo capazes de deslocarem e conduzirem a corrente eltrica. Quando fundido, passa a conduzir corrente eltrica, pois os ons que se acredita j existirem na estrutura so liberados, podendo atuar na conduo da corrente eltrica, atravs de um fenmeno conhecido como con-duo inica. Neste tipo de conduo eltrica, os ons liberados na massa fundida se deslocam em direo aos plos de sinal opostos da fonte externa de corrente eltrica.

3.3 Caractersticas gerais das ligaes qumicas: ligao metlica

A caracterstica mais marcante dos metais que so bons condutores eltricos, tanto no estado slido como lquido. Assim, esperado que tais substncias tenham em sua estrutura eltrons livres, que possam se movimentar, quando ligados a uma fonte externa de energia eltrica. Acredita-se que a ligao metlica seja resultante da interao eletromagntica entre

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eltrons deslocalizados, denominados eltrons de conduo, e um retculo tridimensional in-finito formado pelos caroos dos tomos do metal (por caroo, compreende-se o ncleo do tomo + os eltrons da configurao fechada, isto , todos os eltrons, exceto os da camada de valncia do tomo). O caroo do tomo, tendo configurao eletrnica de camada fechada, tem a simetria de uma esfera. A estrutura metlica pode ser racionalizada ento como sendo decorrente do empacotamento de esferas semelhantes, de modo que a ocupao do espao seja o mais eficiente possvel. Os eltrons da camada de valncia dos tomos que formam a estrutura metlica esto deslocalizados por todo o retculo, constituindo o que denominado s vezes de mar de eltrons. Este tipo de ligao de natureza coletiva, e no existe uma en-tidade isolada caracterstica de um metal.

Este modelo, alm de explicar a condutividade eltrica e trmica dos metais, na qual os eltrons so responsveis pela conduo da energia eltrica e trmica, respectivamente, explica tambm propriedades como: pontos de fuso e ebulio geralmente elevados, a maleabilidade, a ductilidade, o brilho metlico, dentre outras.

A maleabilidade (capacidade dos metais poderem ser laminados por martelamento ou presso, sem sofrerem ruptura) e a ductilidade (capacidade dos metais poderem ser trans-formados em fios, sem ruptura), so propriedades facilmente explicadas considerando uma estrutura formada por empilhamento de esferas idnticas. Nesse tipo de estrutura, em que as esferas formam planos facilmente deslizveis um sobre o outro, e uma nuvem eletrnica que rapidamente se adapta s modificaes que se impem ao metal, as propriedades de ma-leabilidade e ductilidade so facilmente explicadas. O brilho metlico, por sua vez, pode ser facilmente explicado atravs da interao da radiao luminosa com os eltrons deslocalizados da superfcie metlica, envolvendo a absoro e reemisso da radiao incidente, o que resulta no brilho metlico prateado ou acinzentado, tpicos de superfcies metlicas limpas. Quando parte da radiao incidente absorvida pelos eltrons da superfcie, o metal pode apresentar cor, como o caso do cobre e do ouro.

Quanto aos pontos de fuso e ebulio dos metais, de uma maneira geral so elevados, o que reflete a grande fora de atrao decorrente da interao entre os tomos nas estruturas me-tlicas. Exemplos tpicos desta generalizao so os metais ferro e tungstnio, cujos pontos de fuso so iguais a 1538C e 3422C, respectivamente. J o mercrio, glio e sdio, com pontos

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de fuso iguais a -39C, 30C e 98C, respectivamente, fogem da generalizao. Na realidade, os pontos de fuso dos metais so dependentes do nmero de eltrons disponveis em suas camadas de valncia para a formao da nuvem eletrnica deslocalizada, e da eficincia do empacotamento dos tomos que formam a estrutura metlica. O que todos os metais tem em comum, independentemente dos seus pontos de fuso e ebulio se enquadrarem, ou no, na generalizao, o fato de serem bons condutores de eletricidade, tanto no estado slido como no estado lquido.

Maiores detalhes sobre as estruturas metlicas e teoria da ligao metlica sero abordados em outro tpico do mdulo.

3.4 Caractersticas gerais das ligaes qumicas: ligaes (ou inte-raes) intermoleculares

o tipo de interao que pode ser formada entre duas ou mais molculas, ons ou tomos, que de outro modo no estariam associadas. So estes tipos de interaes que so responsveis pela manuteno de substncias formadas por tomos ou molculas isoladas em suas fases condensadas, no estado slido ou lquido. Torna-se mais fcil visualizar este tipo de ligao, atravs de um exemplo concreto. Consideremos o iodo slido, que um slido escuro, que sublima espontaneamente temperatura e presso ambientes. Quando aquecido, passa dire-tamente para o estado gasoso, que constitudo essencialmente por molculas isoladas de I2, estabilizadas por interaes covalentes I-I fortes. Ao se resfriar o sistema, o iodo forma nova-mente o iodo slido. Como este slido estabilizado, j que cada tomo de iodo tem capaci-dade de compartilhar apenas um eltron com seu vizinho, formando um par de eltrons que responsvel pela formao da ligao covalente forte existente em cada unidade I2? O slido formado mantido por uma ligao intermolecular, conhecida com Fora de Disperso de London, a ligao intermolecular mais fraca existente. A explicao do surgimento desta fora adicional est relacionada com a natureza da nuvem eletrnica existente entre os tomos de I que formam a molcula I2. Se a nuvem eletrnica localizada entre os tomos de I que formam a molcula I2 fosse sempre esttica, os centros de cargas positivo e negativo estariam localiza-dos sobre o ponto mdio da ligao da molcula, e a molcula seria sempre apolar. Como a nuvem eletrnica est em constante movimento, estaro sempre ocorrendo situaes em que

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a uniformidade da distribuio eletrnica ao redor dos tomos que formam a molcula ser rompida, e os centros de carga positivos e negativos no mais coincidem ser gerado um di-polo instantneo na molcula, no qual ocorrer um desbalano instantneo na distribuio das cargas eltricas da molcula. Este dipolo instantneo induzir uma assimetria na distribuio eletrnica de uma molcula vizinha, gerando um dipolo induzido. O dipolo instantneo e o dipolo induzido podero interagir atravs de foras fracas, que quando a temperatura elevada so insuficientes para estabilizar a estrutura do slido. Quando a temperatura diminui, as for-as intermoleculares podem levar formao de fases condensadas, como lquidos ou slidos. No caso particular do iodo slido, as interaes dipolo instantneo-dipolo induzido, levam formao de um slido com baixssimo ponto de fuso, e facilmente sublimvel. Na formao do retculo do I2 slido, cada um dos seus pontos ser ocupado por uma molcula de I2.

importante enfatizar novamente neste caso particular, que quando as molculas de I2 passam para o estado gasoso, so rompidas apenas as ligaes intermoleculares fracas que mantm o slido, e no ligaes covalentes fortes I-I!

H outros tipos de ligaes intermoleculares mais intensas que a do tipo discutido anteriormente, sendo uma das mais importantes, a ligao hidrognio. No caso especfico da ligao hidrognio, este tipo de ligao desempenha importante papel em fenmenos relacio-nados com a vida, como o ponto de ebulio e densidade da gua e manuteno de estruturas biolgicas como protenas e DNA! Estes e outros aspectos das ligaes intermoleculares sero abordados em outro tpico do mdulo.

Na tabela que se segue so apresentadas substncias tpicas formadas pelos diferentes tipos de ligaes qumicas, seus pontos de fuso, condutividade eltrica nos estados slido e fundido, tipo de entidade presentes nos pontos reticulares dos slidos e direcionalidade das interaes.

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Substncia Frmula Ponto de Fuso (C)

Conduz corrente eltrica no:

Entidade nos pontos do retculo do slido

Tipo de ligao no

estado slido

Direcionalidade das interaesestado

slido?estado

lquido?Etanol CH3CH2OH -114 No No Molcula Intermolecular N DCloro Cl2 - 102 No No Molcula Intermolecular N Dgua H2O 0 No No Molcula Intermolecular N D

Naftaleno C10H8 80 No No Molcula Intermolecular N DIodo I2 114 No No Molcula Intermolecular N D

Fluoreto de ltio LiF 858 No Sim ons Inica OnidirecionalCloreto de ltio LiCl 610 No Sim ons Inica Onidirecional

Brometo de potssio KBr 734 No Sim ons Inica OnidirecionalCloreto de clcio CaCl2 775 No Sim ons Inica OnidirecionalCloreto de sdio NaCl 801 No Sim ons Inica Onidirecional

Sdio Na 30 Sim Sim tomo Metlica DeslocalizadaPrata Ag 962 Sim Sim tomo Metlica DeslocalizadaOuro Au 1.064 Sim Sim tomo Metlica DeslocalizadaFerro Fe 1.538 Sim Sim tomo Metlica Deslocalizada

Platina Pt 1.768 Sim Sim tomo Metlica DeslocalizadaTungstnio W 3.422 Sim Sim tomo Metlica Deslocalizada

Diamante C > 1700 No No tomo Rede covalente giganteDirecional e Localizada

Dixido de silcio SiO2 1.650 No NoUnidades de SiO4

Rede covalente gigante

Direcional e Localizada

N D No Direcional. Direcional: com direo fixa no espao. Onidirecional igual em todas as direes, dependendo apenas da distncia que separa as entidades. Localizada: entre duas entidades adjacentes na estrutura. Deslocalizada : que pode se deslocar por toda a estrutura.

Tabela: Tipos de Ligao

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Ligao Covalente em Entidades Isoladas

Vamos agora abordar algumas consideraes sobre ligao covalente em entidades isoladas.

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4.1 Ligao Covalente versus Inica - O Caso do NaCl e do HCl

Quando a formao do slido inico NaCl(s) a partir de Na+(g) e Cl-(g) foi discutida em termos energticos no item 2.1, ficou evidente que a estabilidade da substncia se deve principal-mente energia reticular resultante das interaes eletrostticas entre os ons de cargas opostas no retculo inico. Para o caso especfico do NaCl sua energia reticular igual a -770 kJ mol-1.

Suponhamos por um momento que, ao substituirmos o ction Na+ por H+, seria for-mada a substncia inica HCl no estado slido. Se isto ocorrer, razovel supor que a energia reticular do slido inico HCl formado seja aproximadamente igual do NaCl, pois teramos uma interao entre ons de cargas +1 e -1 em ambos os retculos, com raios inicos aproxi-madamente iguais. Como no caso do NaCl, vamos fazer o balano energtico para o suposto processo de formao do HCl(s), segundo a equao

Neste caso, apesar do valor grande da energia reticular que seria envolvida no suposto pro-cesso de formao do slido inico, a primeira energia de ionizao de H(g) to grande, que o balano energtico desfavorvel formao da substncia HCl por formao de retculo inico formado por ons H+ e Cl-. A concluso bvia que a formao de HCl no pode ser explicada em termos de interao inica entre H+ e Cl-.

Como ento se justifica a estabilidade da substncia HCl? A resposta que a formao da substncia ocorre pelo compartilhamento de um par de eltrons entre os tomos H e Cl, formando uma ligao covalente, segundo o esquema que se segue.

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Com a formao do par de eltrons, tanto H como Cl atingem suas capacidades mximas de eltrons permitidas pelos perodos da Tabela Peridica em que se situam, 2 e 8, respec-tivamente. As razes para a estabilizao da interao atravs do compartilhamento de um par de eltrons pelos tomos de H e Cl ser discutida em tpico posterior da disciplina (item 5.1), assim como a contribuio de componente inica na ligao originalmente considerada como puramente covalente, em virtude dos diferentes valores das eletronegatividades desses elementos.

4.2 Geometria de Molculas Isoladas: Teoria da Repulso dos Pares de Eltrons da Camada de Valncia (TRPECV)

Uma vez que se sabe que uma substncia formada por ligaes predominantemente co-valentes, e que existe como entidade isolada, constituindo uma molcula, possvel fazer previses sobre a geometria ao redor do tomo central da molcula, atravs da aplicao de um conjunto de regras empricas simples. Este conjunto de regras conhecido pelo nome de TEORIA DA REPULSO DOS PARES DE ELTRONS DA CAMADA DE VALN-CIA (TRPECV). Embora no constituam uma teoria no verdadeiro sentido da palavra, estas regras permitem fazer previses surpreendentes sobre a geometria aproximada de molculas isoladas, a partir de idias intuitivas simples! A seqncia se inicia com a montagem dos dia-gramas de pontos de Lewis para a molcula, e a aplicao da idia intuitiva de que os pares de

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eltrons ao redor do tomo central da molcula, como centros de cargas negativas, tendem a se repelir e se orientar no espao de modo a minimizar as repulses eletrostticas entre eles.

As regras para determinar a geometria de uma molcula pela TRPECV envolvem as se-guintes etapas, que ficam mais fceis de serem compreendidas aplicando para um caso con-creto, como por exemplo, a molcula isolada PCl3. Este no um dos casos mais simples, mas tem a vantagem de envolver a aplicao da maior parte das regras.

Montagem do diagrama de Lewis da molcula:

Determine o nmero de eltrons na camada de valncia de cada tomo que forma a molcula. O nmero de eltrons da camada de valncia pode ser determinado atravs da aplicao das regras para se obter as configuraes eletrnicas dos tomos em seu estado fundamental, ou atravs de suas posies na Tabela Peridica. No caso em questo, cada tomo de P e Cl, ambos do terceiro perodo da Tabela Peridica, tem 5 e 7 eltrons em suas camadas de valncia, respectivamente.

Some os eltrons presentes contidos nas camadas de valncia de todos os tomos que compem a molcula. Para o PCl3 teremos um total de 26 eltrons, 5 do nico tomo de P, e 21 dos 3 tomos de Cl (3 x7=21).

Como no vamos nos restringir a aplicar as regras dadas somente s molculas que obe-decem Regra do Octeto, usaremos a idia de capacidade mxima de eltrons que um elemento pode acomodar em sua camada de valncia, ao invs da Regra do Octeto. Este nmero determinado pela relao emprica proposta por Niels Bohr, 2(n)2, onde n o nmero do grupo da Tabela Peridica a que pertence um tomo. No caso espec-fico dos tomos que formam a molcula PCl3 temos:

- para P e Cl, n= 3 nmero mximo de eltrons

que podem ser acomodados ao redor do tomo = 2 (3)2 = 18.

Quando a molcula for formada por mais de um tipo de tomo, se houver um tomo que seja o nico de sua espcie, ele ser colocado no centro da estrutura. No caso presente, este tomo o de P. Os tomos restantes sero colocados ao redor do tomo central.

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Observao: como o tomo de H s pode formar um nico par de eltrons e, portanto, s uma ligao, ele jamais poder ocupar a posio central numa molcula em que ele aparea.

Para o caso do PCl3, o resultado seria

Distribua os eltrons das camadas de valncias dos tomos, aos pares, um entre cada par de tomos adjacentes. No caso do PCl3 teramos a seguinte situao:

Distribua os eltrons restantes, aos pares, ao redor de cada tomo perifrico (no caso, os tomos de Cl), at completar seus octetos. A situao para o PCl3 representada a seguir.

Some todos os eltrons colocados na estrutura. Caso ainda sobre eltrons do total existentes nas camadas de valncias dos tomos da molcula, eles devem ser colocados aos pares ao redor do tomo central. Neste estgio, no caso da molcula de PCl3, j foram utilizados 24 eltrons, sobrando ainda 2 eltrons no utilizados. Esses eltrons so colocados como um par, ao redor do tomo central de P, resultando no diagrama de pontos de Lewis, representado a seguir.

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Conte todos os pares de eltrons existentes ao redor do tomo central, tanto os que esto compartilhados entre dois tomos adjacentes, denominados pares compartilhados, como os eventualmente presentes ao redor do tomo central, no compartilhados com outros tomos, denominados pares isolados. O total obtido na soma denominado de nmero de pares de eltrons estericamente ativos (npea) significando o nmero total de pares eletrnicos ao redor do tomo central, que tendero a adotar a geometria espacial que proporcione o maior afastamento possvel entre os pares eletrnicos, de modo a minimizar a repulso entre eles.

No caso do PCl3 h 3 pares eletrnicos compartilhados ao redor do tomo de P, cada um correspondente a uma ligao covalente P - Cl, e 1 par isolado ao redor do tomo central de P, com um npea= 4. A geometria dos pares eletrnicos ao re-dor do tomo central que garante o mximo afastamento de 4 pares de eltrons a de um tetraedro, com o tomo de fsforo em seu centro e os 4 pares eletrnicos ocupando os vrtices de um tetraedro, representado a seguir.

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O tetraedro um slido geomtrico altamente simtrico, com todas as faces e as arestas iguais, com ngulos tambm todos iguais, com valor de 109o 28. Esta previso, obtido pela aplicao de regras to simples, verificada para todos os compostos de carbono unidos por uma nica ligao, constituindo o que se conhece como carbono tetradrico.

Determine a geometria molecular, a partir da geometria dos pares de eltrons. Se todos os pares eletrnicos ao redor do tomo central forem compartilhados, a geometria molecular ser a mesma que a dos pares eletrnicos. Caso haja a presena de pares isolados ao redor do tomo central, obviamente a geometria molecular ser diferente da geometria dos pares de eltrons. Neste caso, embora a geometria molecular seja derivada da geometria dos pares, deve ser analisado o nmero de pares de eltrons isolados presentes..

Apliquemos a regra 9 para a molcula PCl3. Neste caso, a geometria molecular resul-tante ser a de uma pirmide de base triangular (forma de pirmide trigonal), com o tomo de P em um de seus vrtices, o par isolado sobre o tomo central de P ocupando um dos vrtices do tetraedro formados pelos pares eletrnicos, e os outros 3 vrtices do tetraedro original ocu-pados por tomos de Cl. A geometria resultante mostrada a seguir. Para maior clareza, foram representados apenas os pares eletrnicos ao redor do tomo central de P.

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E quanto aos ngulos Cl P - Cl, sendo derivados do tetraedro, sero iguais a 109o 28, o valor previsto para o tetraedro regular, do qual a pirmide trigonal derivada? A resposta no, pois a direo ocupada pelo par isolado diferente das outras ocupadas pelos pares com-partilhados. Como o par isolado se projeta mais no espao que o par compartilhado, espera-se que o efeito de repulso do isolado seja maior que o dos pares compartilhados. Se isto for verdade, a maior repulso do par isolado sobre os pares compartilhados deve forar o maior afastamento desses ltimos, fazendo com que sejam previstos valores menores que 109o 28 para os ngulos Cl P Cl. Medidas experimentais no estado gasoso pelas tcnicas adequa-das indicam um valor de 100o para os ngulos Cl-P-Cl, em excelente concordncia com as previses qualitativas feitas pela TRPECV. Outra medida experimental que apia fortemente a geometria prevista pela teoria, que a molcula PCl3 apresenta polaridade, devido s dife-renas de eletronegatividades entre P e Cl e geometria de pirmide trigonal. Caso a molcula fosse triangular plana, geometria que muito freqentemente erroneamente proposta pelos alunos, por ignorarem o efeito do par isolado, a molcula seria apolar, o que est em discordn-cia com os resultados experimentais!

Com base na aplicao das regras da TRPECV foi montada a tabela que se segue, com as geometrias das molculas de frmula geral AXnIm, onde A o tomo central da molcula, X representa um tomo ligados ao tomo central por pares de eltrons compartilhados, n sendo o seu nmero, I representa os pares isolados de eltrons, com m sendo seu nmero.

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Tipo da Molcula

Geometria dos Pares Eletrnicos

nguloX A X

Geometria Molecular Exemplo

AX2

X A X 180 Linear O = C = O

AX3 A

X

X X120 Trigonal Plana BF

3, COCl

2

AX2I A

I

X X< 120 Forma de V SO

2 , O

3

AX4

A

X

XXX

109 28 Tetraedro CH4 , CH

3Cl

AX3I A

I

XXX

< 109 28 Pirmide trigonal NH3, PCl

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AX2I2 AI

XXI

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AX6 AX

XXXXX

90Octaedro (bipirmide de base quadrada, opostas

pelas basesSF6

AX5I AI

XXXXX

90 Pirmide de base quadrada IF5

AX4I2 AI

IXXXX

90 Quadrado planar XeF4

Observao: as formas geomtricas perfeitas, para as geometrias AX2 , AX3, AX4, AX5 e AX6, podem ser facilmente visualizadas utilizando-se bales de borracha cheios de ar, todos de mesmo tamanho. Para facilitar a tarefa, amarre os bales cheios usando os prprios bicos, formando pares. O procedimento est detalhado no material de apoio contido em:

Como Representar a Geometria das Molculas Usando Os Bales de Festa?

As geometrias mais comuns, e o efeito de um par de eltrons isolados usando o procedi-mento descrito, so mostrados na figura ....... (COLOCAR AQUI AS FOTOS DAS ES-TRUTURAS REPRESENTADAS POR BALES)

geometria linear

trigonal plana

tetradrica

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geometria linear

tetraedro com par isolado

bipirmide trigonal

4.3 Outros exemplos de aplicao da TRPECV Tomemos o caso da molcula SF4. S um elemento do 3 perodo da Tabela Peridica,

com 6 eltrons na camada de valncia, e nmero mximo de eltrons que pode acomodar igual a 18 [2 . (3)2= 18]. F um elemento do 2 perodo, com 7 eltrons na camada de valncia, e nmero mximo de eltrons na camada de valncia igual a 8 [2 . (2)2= 8].

tomo central da molcula S

N total de eltrons nas camadas de valncia dos tomos que formam a molcula = 4 x7 + 1 x6 = 34 eltrons.

Indo diretamente at a etapa em que os eltrons foram colocados aos pares entre o tomo de S central e cada tomo de F perifrico, e a seguir adicionados pares de eltrons at completar os octetos de cada tomo de F, obtemos a representao apresentada a seguir.

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Contando os eltrons, encontramos um total de 32 eltrons contabilizados at agora. Os dois eltrons faltantes devem ser ento atribudos ao tomo central de S, que fica assim com 4 pares de eltrons compartilhados e um par de eltrons isolado, num total de 5 pares de eltrons esterica-mente ativos, com frmula geral AX4I. Como se v, o tomo central de S tem 5 pares de eltrons e, portanto, um total de 10 eltrons! Este um caso de uma molcula hipervalente estvel!

Para uma molcula com um nmero total de 5 pares de eltrons ao redor do tomo central, est prevista uma geometria de bipirmide trigonal para a geometria dos pares. Como um par de eltrons isolado, a geometria da molcula ser derivada, mas no igual dos pares eletrnicos. Para esta situao so possveis duas situaes distintas, apresentadas a seguir. Por simplicidade, e uma vez que todos os tomos de F perifricos tiveram seus octetos satisfeitos, estamos repre-sentando apenas os pares de eltrons estereoativos ao redor do tomo central nas frmulas.

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Na representao A o par eletrnico isolado est colocado no plano horizontal da molcula, enquanto que na B est colocado na posio axial (direo vertical, a 90 do plano horizontal). Qual das duas representaes a que melhor representa a geometria da molcula?

Para responder esta questo, necessrio tecer-se consideraes sobre as intensidades das repul-ses envolvendo pares isolados e compartilhados, e os ngulos entre eles. Como o efeito de repul-so dos pares isolados maior que a dos compartilhados, razovel propor que a intensidade de repulso ser: par isolado-par isolado> par isolado-par compartilhado>> par compartilhado par compartilhado. Quanto ao ngulo entre os pares eletrnicos, com base em observaes empricas, a ordem esperada de repulso deve ser: 90>> 120>180.

Apliquemos estas regras s representaes A e B. Como s h um par isolado, s precisamos considerar as interaes mais importantes, par isolado-par compartilhado,. Logo, s precisamos considerar os ngulos entre os pares isolados e compartilhados, e especialmente as interaes a 90.

Para a representao A, temos o seguinte balano: duas interaes do par isolado situado no plano horizontal, com os dois pares compartilhados a 90, nas posies axiais (perpendiculares ao plano horizontal). Para a representao B, onde o par isolado foi colocado numa das posies axiais, haver 3 interaes par isolado- par ligado a 90.

Logo, com base nas regras simples propostas, a geometria da molcula ser dada pela rep-resentao A, com o par isolado no plano horizontal, e a molcula tendo a forma aproximada de uma gangorra.

E quantos aos ngulos F - S F da molcula na geometria favorecida pela menor repulso, o que podemos dizer? Se todos os pares fossem compartilhados, os ngulos previstos para o arranjo regular seriam de 120 para os pares situados no plano horizontal, e de 180 entre os pares axiais. Com a presena do par isolado ocupando uma das posies do plano horizontal, o seu efeito de repulso far com que os ngulos finais sejam menores que os 120 e 180 pre-vistos para a geometria perfeita. Valores medidos experimentalmente so aproximadamente iguais a 173 e 101 para os pares axiais e do plano horizontal, respectivamente. A geometria da molcula SF4, com os valores dos ngulos determinados experimentalmente esquema-tizada a seguir.

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Como se v, as previses feitas por uma abordagem to simples como a TRPCEV, baseada apenas nos diagramas de Lewis das molculas, e regras surgidas da idia lgica de pares de eltrons tenderem a manter a mxima separao no espao para minimizar as repulses, so surpreendentes! No entanto, mais uma vez se faz a advertncia de que um conjunto de regras simples como este, uma viso simplificada do problema das ligaes. O surgimento de in-teraes que se afastem das puramente covalentes por exemplo, aumento do carter inico devido s diferenas de eletronegatividades dos tomos que interagem pode introduzir out-ros fatores que no tm condies de serem levadas em conta por uma abordagem to simples. A TRPCEV, em conjunto com a Regra do Octeto, deve ser encarada como instrumento til para fornecer uma viso inicial de um problema complexo representado pelas ligaes qumi-cas, e como tal no pode ser considerada de uma maneira dogmtica, como sendo infalvel!

Tomemos como nosso ltimo exemplo, o on molecular NO3- (sim, ons moleculares tambm podem facilmente ser abordados pela TRPECV!). Ambos os tomos formadores do on molecular pertencem ao 2 perodo da Tabela Peridica, e cada um pode acomodar at 8 eltrons em sua camada de valncia.

Nmero de eltrons na camada de valncia de N = 5

Nmero de eltrons na camada de valncia de O = 6

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Contabilizao do nmero total de eltrons disponveis nas camadas de valncia do on NO3- :

1 N = 1 x 5 = 5

3 O = 3 x 6 = 18

Carga negativa= + 1 eltron

Nmero total de eltrons no on NO3- = 24

Montando a estrutura com o N como tomo central, e distribuindo os eltrons entre cada par de tomos, e nos tomos perifricos, inicialmente obtemos o diagrama de Lewis que se segue.

Contando os eltrons no diagrama, verifica-se que os tomos perifricos de O j atingi-ram sua capacidade mxima de acomodar eltrons (no caso, o octeto!), e que os 24 eltrons j foram utilizados! A contagem dos eltrons ao redor do tomo central de N revela que h apenas 6 eltrons, no tendo sido satisfeita a capacidade mxima de acomodar eltrons de N. Como fazer para que o tomo central de N tambm tenha seu octeto preenchido? A soluo propor a formao de uma ligao dupla entre um dos tomos de hidrognio perifrico e o tomo central de N, que deste modo ficaria tambm com sua capacidade mxima de acomodar eltrons satisfeita. Isto representado no esquema que se segue.

Neste diagrama de Lewis, todos os tomos tiveram seus octetos satisfeitos! Agora se pergunta: qual a geometria do on molecular NO3- ? A resposta dada facilmente pela TR-PECV, considerando o nmero de pares de eltrons estericamente ativos ao redor do tomo central de N. Por estericamente ativos, queremos dizer pares de eltrons que ocupam uma direo fixa do espao. Para este efeito, uma ligao simples, dupla ou tripla representa uma nica direo do espao, sendo todas elas contadas como contribuindo com um nico par

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estereoativo. Com isto, ao redor do tomo central de N temos 3 pares de eltrons estereoativos (1 relativo dupla ligao, e dois relativos a duas ligaes simples!). Deste modo, o on molecular se enquadra na classificao AX3, com todos os pares eletrnicos compartilhados, e a geometria da molcula ser a trigonal plana, com ngulos O N O todos iguais, e com valor de 120, como mostrado a seguir, representando por simplicidade apenas os pares de eltrons ao redor do tomo central de N.

A partir desta representao da geometria da molcula, surge um problema: uma ligao dupla mais forte do que uma ligao simples, de modo que se as ligaes forem localizadas como represen-tadas no esquema, a ligao dupla deveria ser mais curta que as ligaes simples! No entanto, isto no verificado experimentalmente por nenhuma das tcnicas disponveis que, ao contrrio, mostram que as trs ligaes so todas iguais, todas tendo o mesmo comprimento de ligao! Para compensar esta inadequao, decorrente de associarmos as ligaes com pares eletrnicos localizados entre os pares de tomos que as formam, proposto o conceito de ressonncia. Segundo este conceito, a du-pla ligao estaria deslocalizada pela molcula, sendo igualmente provvel de ser formada entre cada um dos pares N - O que compem a molcula. Como resultado, cada ligao teria 1/3 de carter de dupla, e a molcula seria formada pela contribuio de trs formas de ressonncia de igual importn-cia, representadas no esquema que se segue.

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Obedecer, ou no, a regra do octeto?

H casos em que possvel escrever vrias frmulas de Lewis, com todas elas obedecendo s regras discutidas at aqui. Dessas frmulas de Lewis, algumas obedecem a Regra do Octeto, e outras no. Propomos agora uma reflexo: dentre essas frmulas de Lewis, a que obedece a Regra do Octeto ser ser sempre a mais provvel? Propomos abordar esse tpico atravs do exemplo que se segue.

5.1 O Caso do H2SO4 e do nion SO42-

Comecemos com o H2SO4. Como est presente apenas um tomo de S, ele ser o tomo central da molcula. A seguir, ligados diretamente ao tomo central iro os tomos de O (lem-bre-se que os tomos de H s podem compartilhar um par de eltrons cada um e, portanto, no poderiam estar nos lugares ocupados pelos tomos de O). O esquema inicial resultante, representado no plano por facilidade, dado no esquema que se segue.

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Agora vamos fazer a contabilidade dos eltrons das camadas de valncia (CV) dos tomos que formam a molcula:

TOMO PERODO(n)N MXIMO DE

ELTRONS(2n2)

N DE ELTRONS NA CV

CONTRIBUIO TOTAL DO TO-

MO S 3 18 6 6O 2 8 6 24H 1 2 1 2

Nmero total de eltrons nas camadas de valncia dos tomos 32

Distribuindo os 32 eltrons das camadas de valncias, de acordo com as regras dadas anteriormente, chega-se facilmente ao diagrama de pontos representado a seguir.

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Neste diagrama de pontos todos os tomos de S e O tm seus octetos preenchidos, e cada um dos tomos de H perifricos atinge sua capacidade mxima de eltrons em sua camada de valncia, ao compartilhar 2 eltrons com o tomo de O vizinho. A partir deste diagrama de Lewis, e do nmero de pares de eltrons estereoativos ao redor do tomo central de O, igual a 4, todos compartilhados (a molcula do tipo AX4), pode-se prever que a geometria dos pares eletrnicos e molecular ser tetradrica regular, com ngulos O S O iguais a 109 28. A geometria resultante mostrada no esquema que se segue.

Se considerarmos o nion molecular SO42-, formado pela ionizao das duas ligaes O-H ao se dissolver cido sulfrico em gua, o problema de escrever o diagrama de pontos semel-hante. A nica diferena que, no lugar das ligaes O-H agora h uma carga negativa em cada tomo de O da ligao original. Do ponto de vista do nmero total de eltrons presentes nas camadas de valncia dos tomos no h nenhuma mudana, pois os dois eltrons que eram provenientes dos tomos de H, agora so procedentes das cargas do nion, que equivale a dois eltrons a mais. Portanto, tanto a espcie neutra quanto a inica ter a mesma geometria tet-radrica regular ao redor do tomo central de S. Estas previses so verificadas experimental-mente, atravs dos mtodos de estudos adequados a cada caso, tanto no tocante aos valores dos ngulos O S O , quanto ao comprimento das distncias S O, todas iguais no nion SO42- !

No entanto, apesar da regra do octeto para os tomos de S e O estar sendo obedecida, e das previses feitas com base na geometria determinada pela TRPECV, os diagramas de ponto en-

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contrados em textos didticos e cientficos so ligeiramente diferentes do que montamos. Qual razo para esta aparente divergncia? O problema que a geometria proposta deve estar de acordo tambm com outras propriedades dos tomos, tais como suas eletronegatividades, distri-buies de cargas, etc. Para levar em conta essas propriedades, uma regra til a da determinao das Cargas Formais dos tomos que formam a molcula, ou on molecular, em estudo.

As regras para a determinaes das Cargas Formais so simples, e implicam em comparar os eltrons que cada tomo que forma a molcula tinha quando estava isolado, em relao aos eltrons que tem, aps a formao da molcula. Depois de formada a molcula, os pares de eltrons isolados ao redor de cada tomo so contados integralmente para o tomo, pois es-ses eltrons continuam a pertencer integralmente ao tomo, no tendo havido mudana em relao situao em que o tomo tinha quando isolado. J quanto aos pares de eltrons com-partilhados, exatamente por serem compartilhados por dois tomos, contado um eltron para cada tomo. Destas consideraes surge a frmula geral que permite calcular a carga forma de cada tomo da molcula, dada a seguir, que representa a primeira regra do procedimento.

Carga Formal de um tomo = CF

CF = nmero de eltrons na camada de valncia do tomo isolado nmero de eltrons em pares isolados ao redor do tomo na molcula nmero de eltrons em pares com-partilhados ao redor do tomo na molcula.

Tomemos o caso da geometria proposta para o nion molecular [SO4]2-, mostrada a seguir, para determinar as cargas formais dos tomos na molcula, e apresentar as outras regras rela-tivas determinao das cargas formais durante o procedimento.

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Carga formal do tomo de S nesse diagrama = CFs = 6 - 0 - 8/2 = 6 - 0 - 4 = +2

Carga formal de cada tomo de O nesse diagrama = CFo = 6 - 6 - 2/2 = 6 - 6 - 1

Primeiramente, nota-se que todos os tomos de O so equivalentes no diagrama, bastando um nico clculo de clculo formal para esses tomos. A segunda regra lgica que deve ser obedecida pelas Cargas Formais, que a soma de todas as cargas formais dos tomos que compe a molcula neutra, ou a espcie inica molecular, deve ser igual zero ou carga do on, respectivamente. Aplicando esta regra para o presente caso temos:

Somatria de todas as cargas formais dos tomos que compem

a espcie molecular = CF

(CF) de SO42- = 1 x (+2) + 4 x (-1) = +2 4 = -2

Estes resultados esto resumidos no esquema genrico que se segue, no qual foi usada a forma plana e simplificada, por facilidade. As cargas formais calculadas esto representadas em vermelho, colocadas entre parnteses, prximas dos tomos a que esto associadas.

A aplicao da segunda regra um meio seguro de testar se os clculos efetuados esto corretos! No presente caso, verifica-se que a segunda regra obedecida, pois a CF = -2, exata-mente a carga do on SO42- !

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A terceira regra relativa ao procedimento, a que diz que, se vrias distribuies eletrnicas forem possveis para uma mesma geometria, as que tiverem cargas formais de sinais opostos em tomos adjacentes so as mais provveis. Se forem possveis vrias distribuies e existirem cargas formais de sinais opostos na distribuio proposta, as mais provveis so aquelas em que as cargas de sinais opostos estejam localizadas em tomos adjacentes. No caso de existirem cargas formais de apenas um sinal, as cargas devem estar localizadas em tomos no adjacen-tes. Estas regras s permitem propor distribuies eletrnicas que resultem na mxima atrao e a mnima repulso entre as cargas formais. A partir do esquema anterior, verifica-se que a terceira regra tambm obedecida pela distribuio eletrnica proposta para o on SO42-.

A quarta regra do procedimento diz que, caso que seja possvel propor distribuies eletrni-cas diferentes da determinada inicialmente, que, sem alterar o nmero total de eltrons da esp-cie molecular, minimizem as cargas formais ao redor de cada tomo da espcie, a distribuio que resultar nas menores cargas formais para cada um dos tomos, ser a mais provvel.

Aplicando a quarta regra ao ltimo esquema apresentado, verifica-se que possvel constru-ir outra distribuio eletrnica, atravs do deslocamento de um dos pares eletrnicos inicial-mente localizados em qualquer um dos tomos de O perifricos, para a regio entre o tomo de O e o tomo de S central. Desta mudana resulta a formao de uma ligao S = O, nesta direo especfica. Esta situao, com os valores das cargas formais recalculados, representada no esquema apresentado a seguir.

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Como se v facilmente pelo esquema, agora h dois tomos que sofreram modificaes de suas distribuies eletrnicas, o tomo de S central e o tomo de O ligado por dupla ligao ao tomo central de S. As outras trs ligaes S O permaneceram com as mesmas distribuies eletrnicas, e com as mesmas cargas formais que possuam anteriormente. Os clculos das cargas formais dos tomos envolvidos na ligao S = O, e o atendimento da segunda regra, so mostrados a seguir.

Carga formal do tomo de S central = CFS

CFS = 6 0 ( 2 x 5 ) = 6 0 5 = +1

Carga formal do tomo de O ligado por dupla ao S = CFo=

CFo== = 6 4 (2 x 2) = 6 4 2 = 0

CF = 1 x (1+) + 3 x (1-) + 1 x (0) = 1 + ( 3 - ) + 0 = 2-

A terceira e quarta regras tambm so obedecidas, pois os 3 tomos de O ligados ao tomo de S por ligaes simples tm cargas formais de sinais diferentes, e a carga formal de S foi reduzida de uma unidade. importante notar que agora o tomo de S central tem 10 eltrons em sua camada de valncia, no mais obedecendo Regra do Octeto, formando um com-posto hipervalente, atravs da expanso da camada de valncia do tomo central de S. Como o nmero mximo de eltrons que pode ser atingido pelo tomo central de S 18, por ser um elemento do terceiro perodo, o S pode sofrer expanso de sua camada de valncia sem maio-res problemas. Caso um elemento do segundo perodo estivesse como tomo central de uma espcie anloga, tal expanso no seria possvel, pois o nmero mximo de um elemento do segundo perodo 8, suficiente para formar apenas 4 ligaes!

Pode-se verificar facilmente que possvel abaixar ainda mais a carga formal positiva exis-tente ao redor do tomo central de S, pela repetio do procedimento anterior com mais um tomo de O ligado por ligao dupla. O resultado mostrado no esquema que segue, junto com o reclculo da carga formal do tomo de S central.

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:: OO

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O

S 0( (0( (

0( (

Os clculos relativos aos dois tipos de tomos de O presentes no diagrama so os mesmos do caso anterior. Apenas o reclculo da carga formal do tomo central de S apresentado a seguir.

Carga formal do tomo de S central = CFS CFS = 6 0 (2 x 6) = 6 0 6 = 0

Pela anlise dos resultados apresentados no diagrama que representa a situao, pode-se veri-ficar facilmente que todas as regras referentes s cargas formais so obedecidas - CF = 2 -, as cargas formais de mesma carga esto localizadas em tomos no adjacentes e ocorreu diminu-io da carga formal do tomo de S central, e de mais um tomo de O perifrico. Mais uma vez, no entanto, pode-se verificar que agora o tomo de S central passa a ter 12 eltrons em sua camada de valncia, mas ainda dentro de sua capacidade mxima de acomodar eltrons (18 eltrons).

A pergunta que se faz agora : o procedimento pode continuar ocorrendo, at que todas as ligaes entre o tomo central S e os tomos de O perifricos sejam transformadas em duplas, ocasio em que o tomo central de S ficaria com 16 eltrons ao seu redor, nmero de eltrons mais prximo da configurao eletrnica do gs nobre seguinte, com 18 eltrons? A resposta facilmente dada se repetirmos mais uma vez o procedimento anterior, chegando distribuio eletrnica esquematizada a seguir.

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S 0( (0( (

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(

0( (

A anlise desta distribuio mostra que a segunda e a terceira regra so obedecidas, mas no a quarta, pois a carga formal de S passou de zero na estrutura anterior para 1- na atual. Logo, a distribuio eletrnica mais provvel, de acordo com as regras simples de cargas formais seria a anterior. A geometria obtida continua sendo de um tetraedro regular, pois embora haja duas ligaes S = O e duas S O, do ponto de vista estrico, ligaes duplas ou simples ocupam uma nica direo do espao, sendo equivalentes para a determinao da geometria. Alis, baseado nisto, importante salientar que todas as distribuies levam sempre proposio da mesma geometria, a de um tetraedro perfeito em todos os casos!

A geometria e distribuio eletrnica mais provvel para o nion molecular, assim como as cargas formais de seus tomos, esto representadas no esquema que se segue.

:O:

:O

:

O: : :O:

:

:

( (1-

( (0

( (1-

( (0

S

2-

(

(

0

A anlise da distribuio eletrnica final proposta como a mais provvel pela aplicao das regras de cargas formais tambm se mostra compatvel com as eletronegatividades dos tomos que formam a molcula. Na escala de Pauling os valores de H, S e O so iguais a 2,20, 2,58 e 3,44, respectivamente. De acordo com esses valores de eletronegatividade, as cargas negativas do on molecular devem estar localizadas sobre os tomos de O. Os valores de cargas formais

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calculados so compatveis com estas informaes, indicando que a distribuio eletrnica proposta plausvel.

Experimentalmente, sabe-se que as quatro ligaes entre o tomo central de S e os tomos de O perifricos so todas iguais, apresentando comprimentos iguais. Na distribuio eletrni-ca proposta, aparentemente haveria duas distncias de ligao diferentes, pois duas ligaes so representadas como ligaes S O e duas como ligaes duplas S = O. Como as ligaes duplas so previstas serem mais fortes, elas deveriam ser mais curtas que as ligaes simples. Na realidade, esta situao decorrncia da inadequao de se supor que os pares de eltrons esto localizados entre tomos adjacentes especficos. Como a formao das duas duplas liga-es S = O igualmente provvel de ocorrer entre o tomo central e qualquer um dos tomos de H perifricos, a situao resolvida pela aplicao do conceito de ressonncia, j introdu-zido anteriormente. Segundo este conceito, a distribuio eletrnica do on molecular SO42- seria a formada por todas as estruturas de ressonncia possveis, resultando numa situao em que as duas duplas ligaes estariam igualmente distribudas pelas quatro ligaes S O, de modo que cada ligao tivesse uma ordem de ligao total igual a uma ligao simples e de ligao dupla (duas ligaes distribudas entre quatro pares de tomos), todas equivalentes. O resultado mostrado a seguir.

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5.2 O caso em que no h tomo central na molcula

Este ser o ltimo caso abordado, devido utilidade que pode assumir, por permitir uma primeira abordagem de molculas orgnicas sem envolver orbitais atmicos, utilizando apenas as regras da TRPECV.

Iniciemos empregando as regras da TRPECV ao caso da molcula estvel com composio C2H6, o etano. Os tomos de H e C presentes na molcula apresentam 1 e 4 eltrons em suas camadas de valncia, respectivamente. Um balano do nmero total de eltrons presentes nas camadas de valncia dos tomos que a compe igual a 14 (6 x 1 = 6 dos tomos de H, e 2 x 4 = 8, dos tomos de C) .

Como os tomos de H s podem ser perifricos, pois s so capazes de formar uma liga-o cada, a nica possibilidade que resta os dois tomos de C ocuparem a poro central da molcula, com os 6 tomos de H ao redor deles, trs tomos de H por tomo de C. O esquema apresentado a seguir.

HC

H

H

CH

H

H

Os 14 eltrons contabilizados formam 7 pares de eltrons, que so distribudos inicialmente de modo a haver um par de eltrons entre todos os tomos adjacentes. O esquema resultante mostrado a seguir.

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::HC

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:: :Contando os eltrons neste esquema, v-se que todos os 14 eltrons presentes nas cama-

das de valncia dos tomos foram utilizados. Contando-se os eltrons ao redor de cada um dos tomos que compe a molcula, verifica-se que cada tomo de carbono, um elemento do segundo perodo, atingiu sua capacidade mxima de acomodar eltrons em sua camada de valncia, que igual a 8. Quanto aos tomos de H, todos eles completaram suas capacidades de acomodar eltrons, que igual a 2 para um elemento do primeiro perodo.

Agora, como a molcula no tem um tomo central, devemos considerar os pares de eltrons em torno de cada um dos tomos de carbono. A partir do diagrama fcil ver que h 4 pares de eltrons compartilhados em torno de cada tomo de carbono. Assim, para cada tomo de carbono est prevista uma geometria tetradrica perfeita para os pares eletrnicos ao seu redor. Como no h par de eltrons isolados, a geometria molecular ser a mesma da dos pares ele-trnicos, apresentando cada tomo de carbono a geometria tetradrica ao seu redor, com ngulos H C H iguais a 109 28. A geometria da molcula apresentada no esquema que se segue.

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Consideremos agora a molcula estvel de frmula molecular C2H4. Por razes idnticas a do caso anterior, a nica distribuio possvel dos tomos a dada no esquema que se segue.

A contagem dos eltrons presentes nas camadas de valncia dos tomos de C e H que compe a molcula igual a 12, pois h dois tomos de H a menos que no caso anterior. Ao se distribuir os 6 pares de eltrons entre cada par de tomos adjacentes, verifica-se que h so-mente 5 pares distintos de tomos, sobrando 1 par de eltrons. O nico meio de utiliz-lo colocando-o entre os dois tomos de C, formando uma dupla ligao, j que cada tomo de H comporta apenas 1 par de eltrons. O esquema resultante mostrado a seguir.

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A anlise dos pares de eltrons ao redor de cada tomo que compe a molcula mostra que tantos os tomos de H quanto os de C atingiram suas capacidades mximas de acomo-dar eltrons em suas camadas de valncia. Agora, em torno de cada tomo de C h trs pares de eltrons estereoativos (uma ligao dupla e duas simples). Para um tomo com 3 pares de eltrons compartilhados ao seu redor, est prevista uma geometria trigonal plana regular, com ngulos H C H iguais a 120. A representao da geometria da molcula no plano hori-zontal mostrada a seguir.

Embora no se pretenda prolongar mais este assunto, as Regras de Cargas Formais tambm podem ser aplicadas no estudo de casos em que vrias seqncias de tomos podem ser aco-modadas para uma dada frmula molecular. Por exemplo, simplesmente a aplicao das regras ao nion de carga -1, formado por 1N, 1C e 1S, permite propor a seqncia de tomos mais plausvel, NCS-, que coincide com a determinada experimentalmente!

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- Peruzzo, T. M.; Canto, E. Qumica na abordagem do cotidiano. 4. ed. So Paulo: Moderna, 2006. v. 1

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Glossrio

Eletronegatividade: Conceito introduzido como o poder de um tomo em uma ligao de atrair eltrons para ele. H vrias definies e escalas para esta grandeza.

Hibridao: Combinao linear de orbitais atmicos de um mesmo tomo. Orbitais hbridos so freqentemente usados em qumica orgnica para descrever as ligaes nas molculas contendo tomos de carbono tetradricos (sp3), trigonal (sp2) e digonal (sp).PAC: sigla para International Union of Pure and Applied Chemistry. Segundo informa-es obtidas nas publicaes da IUPAC, foi fundada em 1919 por qumicos da indstria e da academia. Por quase oito dcadas a IUPAC tem sido bem sucedida em divulgar informaes qumicas por todo o mundo e unindo os setores acadmico, industrial e pblico da rea da Qumica numa linguagem comum. A IUPAC tem sido reconhecida h longo tempo como a autoridade mundial sobre nomenclatura qumica, terminologia, mtodos padronizados para medidas, massas atmicas e muitos outros dados critica-mente avaliados.

Ligao Qumica: Diz-se que h uma ligao qumica entre dois tomos ou grupos de tomos no caso em que h foras atuando entre eles, de modo que leva formao de um agregado com estabilidade suficiente que torne conveniente para o qumico consider-lo como uma es-pcie molecular independente. A principal caracterstica de uma ligao numa molcula a existncia de uma regio entre os ncleos superfcies de contorno de potenciais

Química - Ligação Química (Unesp)

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