QUÍMICA E TRANSFORMAÇÃO DA MATÉRIA

A Química é a ciência que busca estudar e entender a transformação da matéria, suas leis, o modo como os átomos se ligam e como essas ligações são desconstruídas para formar novos compostos por meio das reações químicas.

Estamos cercados de transformações químicas por todos os lados. O ato de respirar, as trocas gasosas que ocorrem em nossos pulmões, as reações metabólicas em nosso organismo, a formação e a quebra de proteínas em nosso corpo, a quebra das moléculas que compõem os alimentos no processo digestivo, são todas modificações da matéria que envolvem necessariamente reações químicas.

Mas as transformações químicas que cercam o nosso mundo podem ocorrer tanto em meios biológicos quanto em ambientes não biológicos, ou seja, em ambientes industriais e externos que não estão diretamente ligados aos organismos vivos. Há uma série de transformações cotidianas que não estão envolvidas diretamente com a manutenção da vida, como a queima de combustíveis fósseis, a cura e a secagem do concreto, os processos de refino de metais e a sua oxidação, a produção de polímeros e plásticos industriais, entre inúmeros outros processos.

A Química, como ciência, estabelece leis gerais aplicáveis em todos os casos de transformações químicas, sejam as que envolvem a manutenção da vida, sejam as que não estão relacionadas com essa finalidade.

VITALISMO E ORIGENS HISTÓRICAS DA QUÍMICA ORGÂNICA

Se as leis gerais da Química podem ser aplicadas à toda matéria e suas transformações, por que existe uma chamada de “Química Orgânica”?

A importância dos compostos baseados no carbono, sua versatilidade e aplicações fizeram surgir uma abordagem científica diferenciada, que recebeu a denominação geral de Química Orgânica. Assim, podemos definir a Química Orgânica como o ramo da Química que estuda os compostos cuja estrutura é formada, principalmente, por átomos de carbono.

A posição do carbono na família 14 e no segundo período da tabela periódica dos elementos químicos nos ajuda a entender a sua versatilidade e importância.

O carbono possui 6 prótons em seu núcleo e, consequentemente, este é o seu número atômico (Z=6). Além disso, tem massa atômica igual à 12,0107 u. No seu estado fundamental, o carbono possui 4 elétrons em sua camada de valência. É sua organização eletrônica que permite a ocorrência do fenômeno chamado de hibridização de orbitais, o que aumenta a sua capacidade de formar diferentes tipos de ligações: simples, duplas e triplas.

Desde compostos bastante simples que possuem 1 ou 2 átomos de carbono em sua estrutura, como o metano (CH₄) e o etano (C₂H₆), até moléculas complexas como o DNA e o RNA, vitaminas, proteínas, plásticos e seus polímeros, combustíveis fósseis, tintas, vernizes e compostos industriais dos mais diversos possuem em sua composição moléculas orgânicas.

O composto metano, presente na atmosfera primordial, é uma das moléculas orgânicas mais simples: possui 1 átomo de carbono central ligado a 4 hidrogênios. Esse composto é utilizado na indústria petroquímica e é o principal componente do gás natural.

Diferentemente da simplicidade apresentada pela molécula do metano, o DNA (ácido desoxirribonucleico), responsável por comandar todas as características genéticas dos seres vivos, apresenta uma estrutura muito mais complexa. O DNA é composto por:

Nesse ponto, você já deve ter percebido a importância de algumas moléculas orgânicas para a vida e a diferença de complexidade entre elas. Mas outras moléculas orgânicas estão presentes no nosso dia a dia, como a cafeína (C₈H₁₀N₄O₂) e a teobromina (C₇H₈N₄O₂), contidas no chocolate. Os compostos orgânicos também constituem as drogas legalizadas, como o etanol (C₂H₅OH) e a nicotina (C₁₀H₁₄N₂), e as drogas ilícitas, como a cocaína (C₁₇H₂₁NO₄) e o LSD-dietilamina de ácido lisérgico (C₂₀H₂₅N₃O).

Moléculas orgânicas derivadas do petróleo

Além das moléculas orgânicas diretamente ligadas à vida ou à sua manutenção, existem as moléculas presentes em “compostos artificiais”, como os combustíveis derivados do petróleo, e em produtos da indústria petroquímica, como os plásticos, que são polímeros industriais com longa cadeia molecular baseada em carbono.

Vejamos o petróleo, por exemplo. Ele é uma mistura complexa de compostos orgânicos. Nessa grande mistura de moléculas orgânicas, existem desde compostos com apenas 1 carbono, como o metano, até compostos de cadeias mais longas com 20, 30 ou mais carbonos em sua estrutura. O processo de destilação do petróleo dá origem aos combustíveis fósseis como a gasolina, o diesel e o querosene. Esses combustíveis, por sua vez, também são misturas mais leves e menos complexas de moléculas orgânicas, adequadas ao processo de combustão. As transformações das moléculas orgânicas presentes no petróleo dão origem a uma série de produtos da indústria petroquímica que vão além dos combustíveis fósseis.

Também originários do petróleo, os diferentes plásticos são materiais classificados como orgânicos, tendo em vista que têm a sua estrutura molecular baseada no átomo de carbono. Esses materiais orgânicos, provenientes dos processos industriais de produção de polímeros não biodegradáveis, provocam enormes problemas de poluição, sobretudo nos mares.

Um dos materiais plásticos mais utilizados pelo homem atualmente é o polímero orgânico polietileno tereftalato (PET), principalmente na produção de recipientes para o armazenamento de alimentos, sobretudo garrafas plásticas para bebidas. Embora apresente as vantagens de baixo custo, baixo peso das embalagens, facilidade no transporte e resistência mecânica adequada ao seu propósito, o PET representa atualmente um sério problema ambiental em razão de seus baixos índices de reciclagem. As garrafas e embalagens PET não recicladas são descartadas inadequadamente e levadas pelos fluxos de água, acumulando-se em praias, ilhas e oceanos.

ESTRUTURA DO ÁTOMO E FORMAÇÃO DE ÍONS

Tudo o que existe ao nosso redor é formado por matéria. A matéria, por sua vez, compreende um número enorme de átomos que se conjugam através de ligações chamadas de ligações químicas.

O modelo atômico simplificado, adotado atualmente, descreve o átomo em duas regiões principais: no núcleo e na região extranuclear.

ORGANIZAÇÃO ELETRÔNICA DOS ELÉTRONS NA REGIÃO EXTRANUCLEAR

Neste ponto, é importante salientar que os elétrons que se encontram na região extranuclear são distribuídos de acordo com regras bem estabelecidas e não de forma aleatória.

Para começarmos a entender os mecanismos de ligação química e, mais adiante, as ligações envolvidas nas moléculas orgânicas, precisamos entender como os elétrons se encontram em um átomo.

Embora haja a limitação imposta pelo Princípio de Incerteza de Heinsenberg, podemos descrever, em termos práticos, como se encontram os elétrons na camada extranuclear. Essa descrição é dada por um conjunto de informações relacionadas aos números quânticos dos elétrons.

Existem quatro números quânticos e cada um está relacionado a uma informação referente aos elétrons presentes no átomo. Vamos aos números quânticos!

Números quânticos

Número quântico principal (n) — Camadas ou níveis

As camadas eletrônicas de um átomo representam o número quântico principal, n. Existem sete camadas eletrônicas, dentro das quais se acomodam os elétrons ao redor do núcleo. Estas camadas são representadas por letras e possuem um número quântico correspondente: K (n=1), L (n=2), M (n=3), N (n=4), O (n=5), P (n=6) e Q (n=7), sendo K a camada mais próxima do núcleo e Q a camada mais distante.

As subcamadas são agrupamentos dos orbitais dentro dos quais se encontram os elétrons. Cada camada eletrônica contém uma ou mais subcamadas. 

As subcamadas necessárias para agrupar os orbitais nos átomos em seus estados fundamentais são descritas pelas letras s, p, d e f.  Nas camadas “n”, há subcamadas, como mostra a imagem a seguir:

Cada subcamada corresponde a um número quântico secundário específico (“ℓ”) e acomoda um número máximo de elétrons. Assim, temos:

Neste ponto, devemos abordar um conceito importante para a distribuição dos elétrons: o subnível. Ele é identificado pela subcamada e pelo nível em que se encontra um determinado elétron, por exemplo:

Número quântico spin (m_s)

Refere-se à rotação de um elétron em um orbital. Um elétron pode ter uma rotação anti-horária ou horária. Ao se acomodar dois elétrons em um único orbital, estes devem ter spins opostos, para minimizar a repulsão, tendo em vista que ambos possuem carga negativa.

O elétron em um orbital é representado de forma simplificada por uma “meia seta” orientada para cima (m_s = +1/2) ou para baixo (m_s = -1/2).

Considerando um elétron no orbital e o seu spin, temos a seguinte representação:

Distribuição eletrônica

Os elétrons são acomodados nos subníveis por ordem crescente de energia. O Diagrama de Pauling mostra a ordem de preenchimento, conforme a figura a seguir.

Utilizando o Diagrama de Pauling, é fácil estabelecer um ordenamento dos elétrons na região extranuclear. Observe que há oito diagonais, ordenadas de 1 até 8. Essas diagonais, representadas por setas, “cortam” os subníveis (representados pela camada, pela subcamada e por seu número máximo de elétrons). Cada uma das oito diagonais representa um nível crescente de energia. Obedecendo a sequência crescente das diagonais de 1 até 8, temos a seguinte ordem de preenchimento eletrônico na região extranuclear:

Vamos verificar agora como fica a distribuição eletrônica na região extranuclear para átomos neutros e a representação dos elétrons nos orbitais com os seus spins. Veja os exemplos a seguir.

Para um átomo neutro, deve-se contabilizar seus elétrons e distribuí-los de acordo com a ordem de preenchimento do diagrama energético. O preenchimento nos orbitais eletrônicos deve observar a Regra de Hund.

Modelos de ligação química

A partir do entendimento da distribuição eletrônica em seus subníveis, devemos nos deter nos elétrons da camada de valência e ter em vista que as ligações químicas ocorrem envolvendo os elétrons que se localizam na camada de valência.

Existem três modelos atualmente aceitos para a ligação química: a ligação iônica, a ligação metálica e a ligação covalente.

Resumidamente, cada modelo de ligação química tem as seguintes características:

Para fins de entendimento das ligações envolvidas nas moléculas orgânicas, no próximo módulo exploraremos com maiores detalhes as características das ligações covalentes.

LIGAÇÃO COVALENTE NAS MOLÉCULAS ORGÂNICAS E REPRESENTAÇÕES DE LEWIS E KEKULÉ

Para compreendermos como a ligação química covalente se estabelece, precisamos visualizar os elétrons de valência dos átomos que participarão da ligação. Para isso, utilizaremos uma representação denominada “estrutura de Lewis”.

Vejamos as estruturas de Lewis para o hidrogênio (H), carbono (C), nitrogênio (N), oxigênio (O) e cloro (Cl):

Esses elétrons, representados nas estruturas de Lewis, serão compartilhados com outros átomos, formando pares eletrônicos até que as camadas de valência de cada participante alcancem 8 elétrons (Regra do Octeto).

As estruturas de Lewis representam átomos e seus elétrons, além dos compostos formados pela ligação entre esses átomos. Assim, podemos representar alguns compostos covalentes utilizando estruturas de Lewis. Vejamos alguns exemplos:

Agora que vimos como as ligações covalentes são representadas, vamos estudar mais profundamente como são formadas.

TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (LV)

Com base no entendimento de que os orbitais são regiões do espaço que os elétrons ocupam, a teoria de ligação de valência (LV) prevê que uma ligação química covalente é decorrente da sobreposição de densidades eletrônicas de dois átomos, e esta sobreposição é o resultado da interferência construtiva dos seus orbitais. Vejamos como isso ocorre, especialmente com os orbitais s e p.

Espacialmente, a maior probabilidade de se encontrar um elétron num orbital s é em uma “nuvem eletrônica” descrita como uma esfera.

Os orbitais p, por sua vez, apresentam a região mais provável para encontrar os elétrons distribuída em “lóbulos” localizados nos três eixos geométricos. Os elétrons da subcamada p estão distribuídos nessa região. Cada lóbulo que se encontra nos eixos x, y e z são denominados, respectivamente, p_x p_y e p_z.

De acordo com a teoria LV, os elétrons p que participarão da ligação covalente se encontram nos orbitais descritos geometricamente nos eixos x, y e z nos seus respectivos átomos. Para realizar uma ligação covalente, esses orbitais dos átomos participantes devem se sobrepor, compartilhando os elétrons numa região comum aos dois átomos. Isso também é válido para elétrons que se encontram nos orbitais s.

Assim, a ligação covalente ocorre entre os pares de elétrons que se encontrarão na região de sobreposição dos orbitais dos átomos participantes.

Uma ligação simples é realizada por apenas 1 compartilhamento do par de elétrons na região sobreposta dos orbitais dos átomos participantes. A ligação simples apresenta uma sobreposição de orbitais axial e é denominada ligação sigma, σ.

Veja o exemplo para uma molécula de gás hidrogênio, H₂, com a formação de uma ligação σ.

Havendo sobreposição significativa dos orbitais de cada um dos átomos, os elétrons irão se emparelhar no espaço tridimensional. Assim, espacialmente, os elétrons dos orbitais s de ambos os átomos são compartilhados em uma região comum, alinhando-se de forma axial (eixo de ligação), conforme a figura a seguir.

As ligações sigma também são formadas pela sobreposição de orbitais s com orbitais p. Assim, compostos como HF apresentam ligação sigma com esse tipo de sobreposição.

Para o composto HF, teremos:

A sobreposição de orbitais p de dois átomos para formar uma ligação covalente simples tem simetria axial e leva a uma ligação sigma, como no caso de moléculas de gás flúor (F₂).

Observe que as ligações simples formadas quando há sobreposição de dois orbitais s, orbitais s e p ou de orbitais p e p dos átomos participantes são denominadas ligações sigma. As ligações sigma têm orientação axial em relação aos orbitais envolvidos.

Essas ligações σ se desenvolvem, por convenção, no eixo geométrico “x” entre os átomos participantes.

As ligações que se formam além da primeira ligação sigma são denominadas ligações “pi” (π). As ligações π estão presentes nas ligações múltiplas e elas são o resultado da sobreposição lateral de orbitais p. Veja na figura a seguir a representação da sobreposição de orbitais que acontecem entre orbitais do tipo p.

Além dos compostos orgânicos, outras moléculas que apresentam ligações duplas e triplas covalentes terão necessariamente a presença da ligação π.

Exemplos de ligações $\sigma e \pi$ em moléculas inorgânicas:

HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS NOS ÁTOMOS DE CARBONO

Em alguns compostos, observa-se a existência de orbitais mistos ou hibridizados, que são a conjunção de diferentes tipos de orbitais. Para a química do carbono, veremos a descrição de três hibridizações importantes que influenciam diretamente a estrutura e a geometria de diferentes moléculas orgânicas.

Hibridização sp³

Os orbitais hibridizados sp³ são formados a partir de um orbital 2s e três orbitais 2p de um mesmo átomo. Este tipo de hibridização ocorre no átomo de carbono durante a formação de seus compostos que apresentam somente ligações σ, como o CH₄.

O carbono no estado fundamental tem a seguinte configuração:

Essa configuração não satisfaz a estrutura do CH₄, pois apresenta apenas dois orbitais moleculares capazes de fazer ligações covalentes, além de não justificar a sua geometria tridimensional. Como, então, podemos justificar a tetravalência (capacidade de fazer quatro ligações) e a geometria tetraédrica do carbono sp³?

Esse questionamento pode ser resolvido se pensarmos no carbono em estado excitado, onde um elétron presente no orbital 2s do carbono é promovido para o orbital 2p vazio. Desta forma, na camada de valência o carbono passa a ter quatro elétrons desemparelhados, como mostra a figura ao lado. Cada um desses elétrons está envolvido na formação de ligações covalentes.

O fenômeno da excitação eletrônica explica o motivo pelo qual o carbono faz quatro ligações covalentes. Mas a justificativa para a geometria do carbono sp³ foi proposta por Linus Pauling no início da década de 1930. Matematicamente, Pauling calculou a média do orbital 2s e dos três orbitais 2p. O resultado deste cálculo sugere a formação de quatro novos orbitais atômicos hibridizados degenerados, em que seu formato possui 25% das características do orbital s e 75% são características oriundas dos orbitais p. Veja o esquema a seguir.

Assim, um carbono ligado a quatro átomos de hidrogênio, na molécula de CH₄, apresenta a seguinte configuração:

Uma vez que, na molécula do metano, cada orbital sp³ forma uma ligação do tipo σ com orbitais s do hidrogênio, a sua configuração espacial será tetraédrica, com o átomo de carbono como elemento central e os átomos de hidrogênio localizando-se nos vértices. Na figura ao lado, você pode observar a representação da geometria tridimensional tetraédrica do metano.

Hibridização sp²

Outro tipo de hibridização do carbono é denominado hibridização sp². Ocorre a conjunção entre um orbital 2s e dois orbitais 2p. Neste processo, são formados três orbitais sp² degenerados e um orbital p não é afetado, conforme exemplificado a seguir:

O formato de um orbital sp² apresenta 33% da característica do orbital s e 67% da característica do orbital p. 

O carbono sp² é capaz de realizar três ligações do tipo $\sigma$ por meio dos orbitais sp². O orbital p não hibridizado será responsável pela formação de uma ligação π.

Assim, a partir da hibridização sp² o átomo de carbono poderá realizar uma ligação dupla mais duas ligações simples. A geometria em torno do carbono em hibridização sp² é trigonal plana, com ângulo entre as ligações de aproximadamente 120^o, como podemos observar na estrutura do eteno.

Orbitais hibridizados sp

O carbono pode apresentar mais um tipo de hibridização de seus orbitais denominado sp. Na hibridização sp, ocorre a conjunção entre um orbital 2s e um orbital 2p. O formato do orbital sp apresenta 50% de suas características oriundas do orbital 2s e 50% provenientes do orbital 2p.

Como apenas um orbital do tipo 2s e um 2p sofrem hibridização, dois orbitais 2p ficam inalterados. Assim, o carbono sp é capaz de fazer duas ligações do tipo $\sigma$ e duas ligações do tipo π:

Vejamos o exemplo da molécula orgânica do etino, C₂H₂. Nela, ambos os carbonos possuem hibridização do tipo sp. Eles estão ligados entre si em um ângulo de 180° por uma ligação tripla, que é constituída por uma ligação σ e duas ligações π (resultantes da sobreposição dos orbitais p_y – p_y e p_z – p_z que não sofreram hibridização). Observe que cada um desses carbonos faz também uma ligação σ com um átomo de hidrogênio por meio de sobreposições sp-s.

Em cada tipo de hibridização, os orbitais têm disposições espaciais diferentes que vão determinar a forma geométrica tridimensional do átomo. Os ângulos formados entre os orbitais hibridizados e, consequentemente, entre as ligações do tipo $\sigma$ são os seguintes:

Observe a forma geométrica tridimensional para cada uma das hibridizações.

TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (OM)

Uma outra abordagem para a formação de ligações covalentes é a teoria do orbital molecular (OM). Essa teoria assume que os orbitais atômicos são substituídos por um novo conjunto de níveis energéticos na molécula chamados de orbitais moleculares.

A teoria OM utiliza a ordem da ligação para estabelecer a probabilidade de existência de uma molécula. De acordo com essa teoria, os elétrons de dois átomos são distribuídos em orbitais moleculares ligantes e antiligantes.

Os orbitais ligantes possuem menos energia do que os orbitais atômicos, isto é, os orbitais originais dos átomos participantes. Por isso, os elétrons da ligação covalente se localizam preferencialmente nestes orbitais moleculares ligantes.

Há uma diferença conceitual importante entre a teoria OM e a teoria LV:

De acordo com a teoria OM, a ordem de uma ligação é uma contabilização entre o número de elétrons localizados nos orbitais ligantes e o número de elétrons nos orbitais antiligantes.

Para que uma reação química covalente se estabeleça, é necessário que a ordem da ligação seja diferente de zero, isto é, o total de elétrons ligantes deve ser maior que o total de elétrons antiligantes.

 A ordem da ligação estabelece o número de pares de elétrons presentes numa ligação covalente. As moléculas de Cl₂, O₂ e N₂ são formadas por ligações simples, dupla e tripla, respectivamente.

O diagrama de energia para o orbital molecular, em uma ligação simples, mostra os orbitais ligantes σ e antiligantes σ^*. Para uma molécula de H₂, cada átomo de H possui um orbital atômico 1s, cada um com apenas 1 elétron.

O par de elétrons da ligação covalente se localiza preferencialmente no orbital molecular σ (ligante). Não há nenhum elétron em σ^*. A ordem da ligação para essa molécula será 1.

Para uma molécula de O₂, o diagrama de energia do orbital molecular mostra a formação de pares de ligação entre os orbitais ligantes e antiligantes. Nesse caso, em virtude do número de elétrons na camada de valência, há orbitais sigma ligante (σ) e antiligante (σ^*), além de orbitais “pi” ligante (π) e antiligante (π^*).

Observe que cada átomo de oxigênio, antes da ligação, tem a seguinte configuração eletrônica, com os orbitais atômicos p nos eixos x, y e z (p_x, p_y e p_z):

A análise de energia do orbital molecular para a ligação entre dois átomos de oxigênio mostra os orbitais ligantes e antiligantes.

No diagrama para a molécula do O₂, temos um total de 8 elétrons em orbitais ligantes (σ_s, σ_z, π_x e π_z) e 4 elétrons nos orbitais antiligantes. Assim, a ordem de ligação para o O₂ será dada por:

Pela teoria OM, as ligações covalentes presentes nos compostos orgânicos se dariam nos orbitais moleculares formados entre os orbitais atômicos do carbono e os orbitais atômicos dos átomos que se ligam ao carbono. 

A determinação da ordem de ligação entre os participantes origina as ligações simples, dupla e tripla, conforme já mencionado. É importante ressaltar que tanto a teoria OM quanto a teoria LV chegam aos mesmos resultados para as estruturas das moléculas orgânicas.

POLARIDADE DAS LIGAÇÕES QUÍMICAS

As ligações químicas iônicas e covalentes apresentam dois extremos de modelos de ligação.

Como se vê na figura a seguir, o flúor (EN = 4,0), o oxigênio (EN = 3,5) e o nitrogênio (EN = 3,0) são os elementos com as maiores eletronegatividades, enquanto o Césio (Cs) é o elemento menos eletronegativo (EN = 0,7).

RESSONÂNCIA E AS ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA

Já vimos que as estruturas de Lewis de uma molécula mostram os elétrons presentes, tanto na forma de pares ligados quanto na forma de pares de elétrons não ligantes. Esse conjunto de elétrons é responsável pela estabilidade eletrônica da molécula. Ao organizarmos todos os elétrons envolvidos, podemos observar em algumas moléculas a possibilidade de mais de um arranjo eletrônico, ou seja, a possibilidade de mais de uma estrutura eletrônica numa mesma molécula. Esse fenômeno é chamado de ressonância.

Cargas formais e as possíveis estruturas de uma espécie química

Ao compartilhar elétrons para formar as ligações covalentes, são possíveis diferentes arranjos desses pares eletrônicos para estruturar uma determinada espécie química. Entre as possibilidades, entretanto, existem as estruturas mais estáveis eletronicamente. Um dos critérios para avaliar qual a estrutura eletrônica mais estável — e, portanto, com maior possibilidade de representar adequadamente o composto — é a análise da carga formal de seus átomos presentes. 

O critério é bastante simples: a estrutura mais adequada é aquela que tiver o maior conjunto de cargas formais iguais a zero ou próximas de zero.

Mas, afinal, como se calcula a carga formal (CF)? Primeiramente, devemos analisar as estruturas de Lewis possíveis para uma determinada espécie química.

A seguir, temos como exemplo a molécula de ácido clorídrico, HCl, formada por apenas uma ligação covalente.

A molécula de HCl somente apresenta uma estrutura provável. No próximo exemplo, veremos a análise do íon sulfato, SO₄^2-, que pode apresentar mais de uma estrutura de Lewis possível. Neste caso, a carga formal dos participantes determinará a estrutura mais adequada para esse íon. Cabe ressaltar que o enxofre (S) é um elemento que aceita a estabilização com 10 elétrons em sua camada de valência, em virtude do fenômeno da expansão da camada de valência para elementos do terceiro período da Tabela Periódica.

Para estabelecer o arranjo eletrônico mais adequado para o íon sulfato, temos que analisar as cargas formais de todos os átomos presentes em cada uma das três estruturas. A tabela a seguir apresenta as CF dos átomos presentes nas três estruturas do íon sulfato (SO₄^2-).

Como se vê na tabela, a estrutura que apresenta o maior número de átomos com CF igual a zero é a estrutura “C”. Nessa estrutura, temos o enxofre (S) com CF igual a zero e temos 2 oxigênios, que possuem a dupla ligação também com CF igual a zero. Todas as outras estruturas apresentam um número maior de átomos com CF diferente de zero. Assim, a estrutura “C” para o íon sulfato é a mais adequada e favorável.

É importante destacar dois aspectos das estruturas de ressonância. Primeiramente, cada um dos átomos cumpre com a regra do octeto, apresentando configuração de gás nobre. O outro aspecto refere-se à capacidade de cada uma delas se transformar em qualquer outra mudando a posição dos elétrons não ligados e daqueles envolvidos nas ligações do tipo π. 

Essa movimentação pode ser indicada por setas curvas, como mostra o exemplo a seguir que apresenta as estruturas de ressonância do íon carbonato (CO₃^2-):

O deslocamento de elétrons demonstrado ao lado faz com que a estrutura 1 se transforme na 2.

De maneira semelhante, a movimentação dos elétrons na estrutura 2 leva à formação da estrutura 3 como representado a lado.

Ainda sobre o íon carbonato, apesar de a ligação simples entre o átomo de carbono e o oxigênio ser maior que a ligação dupla entre esses dois átomos, no íon carbonato todas as ligações apresentam o mesmo tamanho, indicando que nenhuma dessas estruturas estão exatamente corretas. A teoria da ressonância explica esse fenômeno, pois declara que, quando um composto pode ser representado por mais de uma estrutura de Lewis que são distintas apenas pela posição de elétrons, nenhuma delas será a representação correta da espécie química. Esta molécula será, então, mais bem representada por uma média de cada uma das estruturas equivalentes, chamada de híbrido de ressonância.

Vejamos o fenômeno de ressonância aplicado a algumas moléculas orgânicas.

A molécula orgânica de benzeno, C₆H₆, é um exemplo clássico de um hidrocarboneto cíclico que apresenta dois possíveis arranjos eletrônicos de suas ligações, ou seja, duas estruturas de ressonância.

Um outro exemplo é o íon orgânico acetato, CH₃COO^-, que também apresenta ressonância, tendo em vista a possibilidade de duas estruturas eletronicamente equivalentes.

GEOMETRIA DAS MOLÉCULAS ORGÂNICAS

As moléculas, sejam inorgânicas ou orgânicas, apresentam uma representação geométrica de acordo com as ligações presentes, tipo de hibridização dos átomos centrais, presença de elétrons não ligantes, entre outros fatores. Entretanto, podemos prever de maneira simples a geometria de um composto aplicando o que diz o modelo de repulsão dos pares de elétrons na camada de valência (RPECV). Para esta previsão, o modelo leva em consideração:

Sendo assim, de acordo com o modelo RPECV, podemos afirmar que a geometria assumida por uma molécula é aquela que possibilita maior distância possível entre os pares de elétrons da camada de valência.

Veja o exemplo de uma molécula do composto orgânico metano, CH₄, em relação às diferentes representações de sua molécula.

As propriedades das moléculas estão relacionadas com sua estrutura espacial real. O metano apresenta o carbono como átomo central de sua molécula, com seus orbitais permitindo a realização de quatro ligações σ, em virtude de sua hibridização sp³. Assim, os 4 átomos de hidrogênio irão se alinhar com um ângulo de 109,5^° em torno do átomo de carbono, formando uma estrutura tridimensional tetraédrica. Para o metano, esta é a única orientação que permitirá maior e igual distância entre os pares de elétrons envolvidos em suas ligações covalentes.

Já vimos que, além da hibridização sp³, o carbono pode ter a hibridização sp² e a hibridização sp. Essas diferentes hibridizações irão refletir na organização geométrica da molécula em torno do átomo de carbono.

Assim, os tipos de hibridizações presentes em uma molécula orgânica irão determinar os ângulos de ligações em torno do átomo de carbono.

Como vimos, para as hibridizações sp³, sp² e sp, considerando que o carbono se ligue a átomos ou grupos químicos iguais, teremos, respectivamente, os ângulos de 109,5°, 120° e 180°. Esses ângulos sofrerão ligeiras alterações, se os ligantes aos átomos de carbono forem diferentes. Essas alterações ocorrem em virtude do tamanho dos átomos ou grupos químicos, da repulsão entre as nuvens eletrônicas ou da presença de pares de elétrons não compartilhados.

Além das geometrias mostradas para as hibridizações sp³, sp² e sp, importantes para as moléculas orgânicas, existem outros tipos de estruturas moleculares.

O conjunto completo de estruturas moleculares pode ser visto no quadro a seguir.

Observe que uma mesma molécula pode conter carbonos com diferentes hibridizações, levando a uma mistura de geometrias e de posicionamentos dos ligantes em sua estrutura.

POLARIDADE DAS MOLÉCULAS

A polaridade de moléculas pode ser medida experimentalmente colocando-se amostras de moléculas entre placas carregadas eletricamente com cargas opostas. Se as moléculas forem polares, observa-se um alinhamento com o campo elétrico formado. A medida desse alinhamento é chamada de momento dipolo, μ, e é expresso numa unidade denominada debye (D).

Um exemplo importante de molécula polar é a água, tendo em vista que a sua estrutura geométrica, angular, não consegue anular os dipolos das ligações entre o oxigênio e o hidrogênio. O polo negativo se localiza no oxigênio por ser o elemento mais eletronegativo.

A ideia de regularidade geométrica das moléculas como forma de equilibrar os dipolos levando a uma molécula apolar é válida desde os compostos mais simples até às estruturas mais complexas. Assim, moléculas como H₂, Cl₂ e CH₄ são apolares, enquanto moléculas HCl, H₂O e NH₃ são polares.

Observe que enquanto a molécula de metano, CH₄ é apolar, um derivado do metano, o clorometano, CH₃Cl, é polar. Ambas as moléculas têm geometria tetraédrica, entretanto o metano é totalmente regular, tendo em vista que o carbono está ligado a 4 hidrogênios.

A molécula de etano, C₂H₆, é outro exemplo de molécula apolar que apresenta simetria na geometria molecular. Nesta molécula, 2 carbonos estão ligados entre si e cada carbono se liga a 3 átomos de hidrogênio. Entretanto, a substituição de 1 átomo de hidrogênio por 1 átomo de cloro gera uma molécula de cloroetano (C₂H₅Cl), que é uma molécula sem simetria e, portanto, polar.