Para entender as substâncias moleculares, é crucial primeiro compreender como os átomos se unem para formar compostos. Um composto é formado pela união química de dois ou mais átomos de elementos distintos. Existem diferentes tipos de união, mas focaremos em duas principais: a ligação covalente e a ligação iônica.
As substâncias moleculares, também conhecidas como compostos moleculares, são formadas por átomos que se ligam entre si através do compartilhamento de elétrons. Esse compartilhamento resulta na formação de partículas eletricamente neutras que chamamos de moléculas. A ligação responsável por essa união é denominada ligação covalente.
Características Chave:
Formadas por átomos de não-metais (e frequentemente hidrogênio).
Os átomos se unem por ligações covalentes, compartilhando elétrons.
Resultam em moléculas, que são unidades distintas e neutras.
As substâncias moleculares são onipresentes. Aqui estão alguns exemplos que você encontra diariamente:
Água (H₂O): Essencial para a vida, é uma molécula formada por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio.
Açúcar (Sacarose, C₁₂H₂₂O₁₁): Encontrado no estado sólido, é um composto molecular complexo.
Álcool (Etanol, C₂H₅OH): Líquido à temperatura ambiente, usado como combustível e em bebidas.
Metano (CH₄): Principal componente do gás natural, um gás à temperatura ambiente.
Gás Carbônico (CO₂): Gás presente na atmosfera, produto da respiração e da queima de combustíveis.
Acetona (Propanona): Usada como removedor de esmaltes, um líquido volátil.
Ácido Acético: Componente essencial do vinagre de mesa.
Clorofórmio (Triclorometano): Líquido volátil com efeito anestésico.
Oxigênio Atmosférico (O₂): Gás que respiramos.
A diferença entre compostos moleculares e compostos iônicos é um tópico fundamental e frequentemente abordado em exames.
Característica | Composto Molecular | Composto Iônico |
Tipo de Ligação | Covalente (compartilhamento de elétrons) | Iônica (transferência de elétrons, atração eletrostática) |
Elementos Envolvidos | Dois ou mais não-metais (e H) | Metais e não-metais (cátions e ânions) |
Partículas Formadas | Moléculas (eletricamente neutras) | Íons (cátions e ânions em arranjo cristalino) |
Condutividade Elétrica | Baixa ou nula (maus condutores) | Boa (em estado líquido ou aquoso) |
Ponto de Fusão/Ebulição | Geralmente baixos | Geralmente elevados |
Estado Físico (CNTP) | Sólido, líquido ou gasoso | Comumente sólido (cristalino) |
Exemplos | Água, açúcar, álcool, metano, CO₂, acetona | Cloreto de sódio (sal de cozinha), bicarbonato de sódio, ferrugem |
Importante: Um composto molecular é um tipo de molécula, mas nem toda molécula é um composto molecular. Por exemplo, O₂ (oxigênio atmosférico) e N₂ (gás nitrogênio) são moléculas, mas são formadas por um único tipo de elemento, sendo classificadas como elementos moleculares.
A ligação covalente é o coração das substâncias moleculares. Ela ocorre quando os átomos compartilham um ou mais pares de elétrons para alcançar a estabilidade.
A força motriz por trás das ligações químicas é a busca pela estabilidade. A Regra do Octeto afirma que um átomo adquire estabilidade quando possui oito elétrons em sua camada de valência (a camada eletrônica mais externa), ou dois elétrons se possuir apenas uma camada (como o hidrogênio). Ao compartilhar elétrons, os átomos conseguem "fingir" que têm esses oito (ou dois) elétrons.
Majoritariamente, a ligação covalente ocorre entre:
Ametais.
Hidrogênio.
Excepcionalmente, alguns metais de transição podem participar (ex: óxido de cobre (II), CuO), embora seja menos comum.
Formação de Polos Parciais: Em muitas ligações covalentes, os elétrons não são compartilhados igualmente, formando polos parciais (δ- negativo e δ+ positivo). Isso ocorre devido à eletronegatividade.
Eletronegatividade: É a capacidade de um átomo de atrair elétrons para si em uma ligação química. Elementos como Flúor (o mais eletronegativo), Oxigênio e Nitrogênio são altamente eletronegativos e "puxam" os elétrons com mais força. A diferença de eletronegatividade entre os átomos é crucial para determinar a polaridade da ligação.
Para atingir a estabilidade, os átomos podem compartilhar diferentes quantidades de pares de elétrons:
Ligação Simples: Compartilhamento de um par de elétrons (ex: H-H).
Ligação Dupla: Compartilhamento de dois pares de elétrons (ex: O=O).
Ligação Tripla: Compartilhamento de três pares de elétrons.
Para saber quantas ligações um átomo precisa fazer, basta observar seu grupo na tabela periódica ou sua distribuição eletrônica. Por exemplo, o oxigênio está no grupo 16 (ou 6A) e possui 6 elétrons na camada de valência, precisando de 2 elétrons para completar o octeto. Ele pode formar duas ligações simples ou uma dupla.
A ligação covalente coordenada, ou dativa, é um tipo especial de ligação covalente onde um átomo já com o octeto completo compartilha um par de elétrons livres (não ligantes) com outro átomo que ainda não atingiu a estabilidade.
Exemplo: Monóxido de Carbono (CO)
O oxigênio (O) tem 6 elétrons de valência e o carbono (C) tem 4.
Ambos precisam de elétrons para o octeto.
Eles formam uma ligação dupla, compartilhando 2 pares. O oxigênio completa seu octeto, mas o carbono ainda precisa de 2 elétrons.
Como o oxigênio possui pares de elétrons não ligantes, ele "empresta" um desses pares para o carbono, formando uma terceira ligação (dativa), estabilizando ambos.
Este é um conceito frequentemente cobrado por sua natureza "especial" dentro das ligações covalentes.
A forma tridimensional das moléculas, ou geometria molecular, é mais do que uma curiosidade; ela determina muitas das propriedades físicas e químicas de uma substância, incluindo sua polaridade e como ela interage com outras moléculas. A Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência (VSEPR) é a ferramenta essencial para prever essa forma.
A geometria molecular influencia diretamente a distribuição das cargas elétricas na molécula. Moléculas com formas diferentes, mesmo que com a mesma composição, podem ter propriedades completamente distintas devido à sua geometria.
A Teoria VSEPR baseia-se na ideia de que os grupos de elétrons (pares de ligação e pares solitários) ao redor de um átomo central se repelem e, portanto, se posicionam o mais afastado possível uns dos outros no espaço para minimizar essas repulsões.
Passos para Determinar a Geometria Molecular:
Escreva a Estrutura de Lewis: Este é o ponto de partida. Desenhe a estrutura de Lewis da molécula ou íon poliatômico para visualizar todos os elétrons de valência, incluindo os pares solitários e as ligações.
Conte o Número de Grupos de Elétrons: Identifique o átomo central e conte quantos "grupos de elétrons" o cercam. Um grupo de elétrons pode ser um par solitário, uma ligação simples, uma ligação dupla ou uma ligação tripla. Cada tipo de ligação (simples, dupla, tripla) conta como uma única região de densidade eletrônica.
Identifique a Geometria dos Pares de Elétrons: Com base no número total de grupos de elétrons ao redor do átomo central, determine a geometria ideal dos pares de elétrons. As geometrias básicas são:
2 grupos: Linear
3 grupos: Trigonal Plana
4 grupos: Tetraédrica
5 grupos: Trigonal Bipiramidal
6 grupos: Octaédrica
Determine a Estrutura Molecular: Agora, considere o número de pares solitários. Os pares solitários ocupam mais espaço do que os pares de ligação e exercem uma repulsão mais forte.
Se não houver pares solitários, a estrutura molecular é idêntica à geometria dos pares de elétrons.
Se houver pares solitários, eles modificarão a geometria. É preciso escolher o arranjo que minimiza as repulsões.
Em arranjos trigonais bipiramidais, os pares solitários preferem posições equatoriais para minimizar a repulsão.
Em arranjos octaédricos com dois pares solitários, eles se posicionam em lados opostos (180°) do átomo central.
Vamos aplicar a Teoria VSEPR a exemplos comuns em exames:
Dióxido de Carbono (CO₂)
Estrutura de Lewis: O=C=O
Grupos de Elétrons no Carbono: Duas ligações duplas, que contam como 2 grupos de elétrons. Não há pares solitários no carbono.
Geometria de Pares de Elétrons: Linear (2 grupos).
Estrutura Molecular: Como não há pares solitários, a geometria molecular também é Linear, com um ângulo de ligação de 180°.
Tricloreto de Fósforo (PCl₃)
Estrutura de Lewis: P no centro, ligado a 3 Cl, e 1 par solitário no P.
Grupos de Elétrons no Fósforo: Três pares de ligação (P-Cl) e um par solitário, totalizando 4 grupos.
Geometria de Pares de Elétrons: Tetraédrica (4 grupos).
Estrutura Molecular: Devido ao par solitário, a geometria molecular é Piramidal Trigonal. O par solitário exerce maior repulsão, reduzindo o ângulo de ligação (que seria 109,5° em um tetraedro perfeito).
Tetracloreto de Telúrio (TeCl₄)
Estrutura de Lewis: Te no centro, ligado a 4 Cl, e 1 par solitário no Te.
Grupos de Elétrons no Telúrio: Quatro pares de ligação e um par solitário, totalizando 5 grupos.
Geometria de Pares de Elétrons: Trigonal Bipiramidal (5 grupos).
Estrutura Molecular: Para minimizar as repulsões do par solitário, ele ocupa uma das posições equatoriais. A estrutura molecular resultante é a de um Balancê (ou Gangorra).
Ânion Tetracloreto de Iodo (ICl₄⁻)
Estrutura de Lewis: I no centro, ligado a 4 Cl, e 2 pares solitários no I.
Grupos de Elétrons no Iodo: Quatro pares de ligação e dois pares solitários, totalizando 6 grupos.
Geometria de Pares de Elétrons: Octaédrica (6 grupos).
Estrutura Molecular: Os dois pares solitários se posicionam em lados opostos do átomo central (180°) para minimizar a repulsão. Os pares de ligação ficam em um único plano. A geometria molecular é Planar Quadrada.
Foco para Concursos: O impacto dos pares solitários na geometria é um tópico recorrente. Entenda que eles alteram a geometria molecular em relação à geometria de pares de elétrons e que sua repulsão é mais forte, afetando os ângulos de ligação.
A polaridade molecular é uma propriedade que descreve a distribuição de carga elétrica em uma molécula. Ela é fundamental para entender como as moléculas interagem umas com as outras e, consequentemente, suas propriedades físicas e químicas.
Como vimos, a eletronegatividade é a capacidade de um átomo de atrair elétrons em uma ligação. Quando há uma diferença significativa de eletronegatividade entre os átomos de uma ligação covalente, os elétrons são deslocados para o átomo mais eletronegativo, criando:
Um polo parcialmente negativo (δ-) no átomo mais eletronegativo.
Um polo parcialmente positivo (δ+) no átomo menos eletronegativo.
Uma ligação é considerada covalente polar se a diferença de eletronegatividade estiver, geralmente, entre 0,4 e 1,7. Se a diferença for zero (átomos idênticos), a ligação é covalente apolar. Se a diferença for muito grande, a ligação tende a ser iônica.
A polaridade da molécula como um todo depende de dois fatores cruciais:
A polaridade das ligações: Existem ligações polares na molécula?
A geometria molecular: Como essas ligações polares estão dispostas no espaço?
Para determinar a polaridade molecular, visualizamos os "vetores de polaridade" de cada ligação. Cada vetor aponta para o átomo mais eletronegativo.
Se a soma dos vetores de polaridade se anula (resultante zero), a molécula é apolar.
Se a soma dos vetores de polaridade for diferente de zero (resultante não nula), a molécula é polar.
As moléculas polares apresentam um momento de dipolo elétrico diferente de zero. Isso acontece quando:
Possuem ligações polares e uma geometria que impede o cancelamento dos vetores de polaridade.
Possuem pares de elétrons solitários no átomo central que contribuem para o desequilíbrio de carga, mesmo que as ligações sejam apolares ou que os vetores das ligações se cancelem parcialmente.
Exemplos Notáveis de Moléculas Polares:
Água (H₂O): O oxigênio é mais eletronegativo que o hidrogênio, criando ligações O-H polares. Sua geometria angular (devido aos pares solitários no oxigênio) faz com que os vetores não se cancelem, resultando em uma molécula altamente polar.
Ácido Fluorídrico (HF): Possui uma única ligação H-F, que é fortemente polar devido à alta eletronegatividade do flúor.
Amônia (NH₃): As ligações N-H são polares. A geometria piramidal trigonal (devido ao par solitário no nitrogênio) faz com que os vetores não se anulem, tornando a amônia uma molécula polar.
As moléculas apolares possuem um momento de dipolo elétrico igual a zero. Isso ocorre por dois motivos:
Ausência de polaridade nas ligações: Todos os átomos na molécula são iguais (ex: O₂, N₂, Cl₂), então não há diferença de eletronegatividade e as ligações são apolares.
Simetria molecular: As ligações são polares, mas estão dispostas de forma tão simétrica que os vetores de polaridade se cancelam mutuamente.
Exemplos Notáveis de Moléculas Apolares:
Dióxido de Carbono (CO₂): Embora as ligações C=O sejam polares, a geometria linear da molécula faz com que os dois vetores se anulem, resultando em uma molécula apolar.
Metano (CH₄): As ligações C-H têm baixa polaridade, e a geometria tetraédrica perfeitamente simétrica faz com que os vetores se cancelem, tornando o metano apolar.
Trifluoreto de Boro (BF₃): As ligações B-F são polares. No entanto, a geometria trigonal plana e simétrica (ângulos de 120°) resulta no cancelamento dos vetores, tornando o BF₃ apolar.
Gás Oxigênio (O₂): Formado por dois átomos de oxigênio, a ligação é apolar, e a molécula é, consequentemente, apolar.
A polaridade é crucial para entender a solubilidade. A regra geral é: "semelhante dissolve semelhante":
Substâncias polares tendem a se dissolver em solventes polares (ex: açúcar em água).
Substâncias apolares tendem a se dissolver em solventes apolares (ex: óleos e gorduras em terebintina).
A água é uma molécula altamente polar e é um excelente solvente para outras substâncias polares. Já substâncias apolares, como óleos e gorduras, são insolúveis em água.
Existem moléculas que possuem características polares e apolares, chamadas de moléculas híbridas ou surfactantes. Elas possuem uma parte hidrofílica (que interage com a água, polar) e uma parte lipofílica (que interage com gorduras, apolar). Esses compostos são fundamentais em detergentes e emulsões, pois conseguem interagir tanto com substâncias polares quanto apolares, reduzindo a tensão superficial.
Até agora, falamos sobre as ligações dentro de uma molécula (intramoleculares). Mas como as moléculas interagem umas com as outras? Essa é a função das forças intermoleculares! Elas são atrações entre moléculas e, embora sejam muito mais fracas que as ligações covalentes ou iônicas, são cruciais para determinar as propriedades físicas das substâncias moleculares, como os pontos de fusão e ebulição.
A intensidade das forças intermoleculares influencia diretamente:
Ponto de Ebulição: Quanto mais fortes as forças de atração, maior a temperatura necessária para que o líquido entre em ebulição.
Ponto de Fusão: Da mesma forma, forças mais fortes levam a pontos de fusão mais elevados.
Outras propriedades: Viscosidade, tensão superficial, calor de vaporização.
Vamos apresentar os principais tipos de forças intermoleculares, geralmente em ordem crescente de intensidade (da mais fraca para a mais forte, para fins práticos em moléculas neutras), um padrão importante para concursos.
Onde são encontradas? Em TODAS as substâncias moleculares, sejam elas polares ou apolares. São as únicas forças presentes em moléculas apolares.
Como funcionam? O movimento contínuo dos elétrons em um átomo ou molécula pode, a qualquer momento, criar um dipolo instantâneo (uma separação temporária de carga). Esse dipolo instantâneo pode, por sua vez, induzir um dipolo em uma molécula vizinha, criando uma atração temporária.
Intensidade:
Aumenta com o aumento da massa molecular: Moléculas maiores geralmente têm mais elétrons, que estão mais distantes do núcleo, sendo mais fácil de serem "distorcidos".
Depende da polarizabilidade: A facilidade com que a nuvem eletrônica de uma molécula pode ser distorcida por um campo elétrico externo. Moléculas mais polarizáveis têm forças de dispersão mais fortes.
Influenciada pela forma molecular: Moléculas com maior área de contato (ex: n-pentano) podem ter atrações de dispersão mais fortes do que isômeros mais compactos (ex: neopentano).
Foco para Concursos: Mesmo as moléculas apolares podem ser liquefeitas devido a essas forças. A relação entre massa molecular, polarizabilidade e força de London é frequentemente testada.
Onde são encontradas? Exclusivamente em moléculas polares.
Como funcionam? Moléculas polares são dipolos permanentes (possuem polos δ+ e δ- fixos). O lado positivo (δ+) de uma molécula é atraído pelo lado negativo (δ-) de uma molécula vizinha. Essas forças se adicionam ao efeito das forças de dispersão.
Intensidade: Para moléculas de massas e tamanhos aproximadamente iguais, a força de atração dipolo-dipolo aumenta com o aumento da polaridade da molécula.
Em líquidos: As moléculas polares se movimentam, mas o efeito geral é uma atração líquida entre elas.
Onde são encontradas? É um tipo especial e muito forte de atração intermolecular.
Pré-requisitos (Crucial para Concursos!): Uma ligação de hidrogênio ocorre quando:
Há um átomo de hidrogênio (H) ligado diretamente a um átomo altamente eletronegativo e pequeno, como Flúor (F), Oxigênio (O) ou Nitrogênio (N).
Esse hidrogênio é atraído por um par de elétrons não compartilhado de outro átomo altamente eletronegativo (F, O ou N) de uma molécula vizinha.
Intensidade: As ligações de hidrogênio são significativamente mais fortes que as forças dipolo-dipolo e de dispersão. Suas energias podem variar de 4 kJ/mol a 25 kJ/mol ou mais.
Impacto nas Propriedades (Exceções Importantes!):
Substâncias como água (H₂O), amônia (NH₃) e ácido fluorídrico (HF) possuem pontos de ebulição e fusão excepcionalmente altos em comparação com substâncias de massa molecular similar que não formam ligações de hidrogênio.
A água é um exemplo clássico, com seu alto ponto de ebulição, alto calor específico e alto calor de vaporização, tudo devido às fortes ligações de hidrogênio.
Importância Biológica: As ligações de hidrogênio desempenham um papel vital em muitos sistemas químicos, incluindo a estabilização de estruturas de proteínas e ácidos nucleicos (DNA/RNA).
Onde são encontradas? Entre um íon (cátion ou ânion) e uma molécula polar (dipolo).
Como funcionam? O íon é atraído pela carga parcial oposta na molécula polar (ex: um cátion Na⁺ é atraído pelo polo negativo do oxigênio na água).
Relevância: Embora não sejam forças entre moléculas de uma substância molecular pura, elas são cruciais para entender a solubilidade de compostos iônicos em solventes polares como a água.
Para identificar as forças intermoleculares em uma substância, siga este raciocínio:
Existem íons envolvidos?
SIM: Se houver íons e moléculas polares, há forças íon-dipolo (ex: KBr em H₂O). Se houver apenas íons, são ligações iônicas (ex: NaCl).
NÃO: Prossiga para o próximo passo.
Existem moléculas polares envolvidas?
SIM:
Os átomos de hidrogênio estão ligados a F, O ou N?
SIM: Há ligações de hidrogênio (ex: H₂O, NH₃, HF).
NÃO: Há apenas forças dipolo-dipolo (ex: H₂S, CH₃Cl).
NÃO: (A molécula é apolar) Há apenas forças de dispersão de London (ex: Ar, I₂).
Lembre-se: As forças de dispersão de London estão sempre presentes em todas as substâncias moleculares, adicionando-se às outras forças se elas existirem.
As forças intermoleculares e a estrutura das moléculas resultam em um conjunto de propriedades características para as substâncias moleculares.
Nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), as substâncias moleculares podem ser encontradas nos três estados físicos:
Sólidas: Ex: açúcar (sacarose), parafina, manteiga.
Líquidas: Ex: água, álcool etílico, acetona.
Gasosas: Ex: metano, gás carbônico, oxigênio.
As substâncias moleculares são, em geral, más condutoras de eletricidade nos estados sólido e líquido. Isso ocorre porque não possuem cargas elétricas livres (íons ou elétrons móveis) para transportar a corrente elétrica.
Geralmente baixos: Uma característica comum dos compostos moleculares é possuir pontos de fusão e ebulição relativamente baixos em comparação com os compostos iônicos. Isso se deve às forças intermoleculares, que são mais fracas e exigem menos energia para serem superadas.
Influência da Força Intermolecular: Quanto mais intensas as forças de atração intermoleculares, maior a temperatura de ebulição.
Influência do Tamanho da Molécula: Moléculas maiores geralmente têm maior superfície de contato e, consequentemente, interações intermoleculares (especialmente forças de London) mais fortes, elevando seus pontos de ebulição.
Exceção da Ligação de Hidrogênio: Como discutido, a presença de ligações de hidrogênio pode elevar significativamente os pontos de fusão e ebulição, tornando substâncias como a água "anômalas" por terem pontos muito mais altos do que o esperado para sua massa molecular.
Chegamos ao fim do nosso guia completo sobre substâncias moleculares! Esperamos que este material tenha sido o mais didático e abrangente possível, respondendo às suas principais dúvidas e preparando você para os desafios da química.
Lembre-se dos pontos-chave:
As ligações covalentes são a base, com o compartilhamento de elétrons para a estabilidade.
A geometria molecular é fundamental, e a Teoria VSEPR é sua aliada para prevê-la, especialmente o papel dos pares solitários.
A polaridade molecular define as interações, com a regra "semelhante dissolve semelhante".
As forças intermoleculares (London, dipolo-dipolo, e a poderosa ligação de hidrogênio) são as responsáveis pelas propriedades físicas, como pontos de fusão e ebulição.
Dominar esses conceitos é essencial não apenas para o sucesso em provas e concursos, mas também para compreender o funcionamento do mundo natural e tecnológico. Continue praticando com exercícios e revisando os exemplos apresentados.