LIGAÇÕES QUÍMICAS I

Introdução
Ligação química é qualquer interação que leve à associação de átomos em moléculas, íons, cristais e outras espécies estáveis que compõem as substâncias comuns do dia-a-dia. Quando os átomos aproximam-se uns dos outros, seus núcleos e elétrons interagem e tendem a se distribuir no espaço de tal modo que a energia total do sistema seja menor que qualquer outro arranjo possível. Se a energia total de um agrupamento for menor que a somatória das energias dos átomos isolados, eles então ligam-se e a diminuição de energia é chamada de energia de ligação.

As idéias que ajudaram a estabelecer a natureza da ligação química floresceram durante os primórdios do século XX, após a descoberta do elétron, e da mecânica quântica prover uma linguagem para descrever seu comportamento nos átomos. Entretanto, apesar dos químicos necessitarem da mecânica quântica para obter um entendimento quantitativo detalhado da formação das ligações, muito de seu entendimento pragmático é expresso por modelos simples e intuitivos. Estes modelos tratam as ligações como sendo de dois tipos - iônica ou covalente. O tipo de ligação que ocorre preferencialmente entre dois átomos pode ser previsto tomando-se como base a localização dos elementos na tabela periódica, e de algum modo também as propriedades das substâncias a serem formadas podem ser relacionadas ao tipo de ligação.

Um conceito-chave na discussão da ligação química é o de molécula. Moléculas são as menores unidades dos compostos que podem existir. Uma propriedade das moléculas que pode ser prevista com um grau razoável de sucesso é sua geometria. Geometrias moleculares são de considerável importância para o entendimento das reações que os compostos podem realizar e, assim, há um elo entre ligação e reatividade química.

A despeito dos modelos simples de ligação serem úteis como regras de racionalização da existência de compostos e de suas propriedades físicas e químicas, bem como das estruturas das moléculas, eles necessitam ser justificados apelando-se a descrições mais sofisticadas. Além disso, existem alguns aspectos sobre as estruturas moleculares que estão acima do escopo destas simples teorias. Para entender esta colocação, é necessário que se recorra a uma descrição plena da mecânica quântica. Tais aproximações numéricas fornecem informações importantes sobre as ligações químicas.

Histórico
A Emergência da Química Quantitativa
Os gregos antigos, mais notadamente Demócrito, argumentavam que a matéria era composta por partículas fundamentais chamadas átomos. As visões dos atomistas, entretanto, não possuíam suporte experimental, e nenhuma evidência da existência de átomos foi encontrada por dois milênios, até a emergência da ciência empírica no século XVIII.

A Lei da Conservação das Massas
A transformação crucial na química, partindo de uma coleção de esperanças vãs ou crenças alquímicas para um conhecimento quantitativo confiável, veio com as contribuições do aristocrata francês Antoine-Laurent Lavoisier (e sua esposa, Marie-Anne), pouco antes de perder sua cabeça à guilhotina no apogeu da Era das Trevas. Lavoisier abriu as portas para a química quantitativa estabelecendo que as transformações da matéria, que até então eram largamente reportadas através de um miasma de descrições desordenadas, podiam ser investigadas quantitativamente pela medida das massas das substâncias consumidas e produzidas nas reações químicas. A observação mais significativa por ele realizada foi a de que a massa total de produtos é a mesma que a dos reagentes. A implicação desta observação é que, apesar das identidades das substâncias se alterarem quando uma reação ocorre, ao menos uma propriedade mantém-se inalterada.

A Lei da Composição Constante
Os experimentos de Lavoisier inspiraram estudos posteriores que resultaram na reversão da visão de que a matéria era um contínuo desestruturado. Estas observações culminaram na teoria atômica desenvolvida pelo químico inglês John Dalton, que dita que a matéria é composta por partículas indestrutíveis que são únicas e características de cada elemento. Dois grupos principais de observações ajudaram a estabelecer este ponto de vista: primeiro, foi demonstrado que os compostos sempre possuem uma composição fixa, independentemente de sua origem. Assim, foi determinado que dezoito gramas de água consistem sempre de dois gramas de hidrogênio e dezesseis gramas de oxigênio, independentemente de como a amostra foi obtida. Estas observações sobrepuseram, ao menos temporariamente, as observações levantadas pelo químico francês Claude-Louis Berthollet de que os compostos tinham uma composição variável. As pesquisas atuais demonstram, entretanto, que de fato existem certas classes de compostos que apresentam composições vaiáveis. Entretanto, estas são uma minoria, e a Lei da Composição Constante é a regra, não a exceção.

A Lei das Proporções Múltiplas
O segundo passo através do raciocínio de Dalton foi o reconhecimento da existência de séries de compostos formados pelos mesmos elementos. Foi estabelecido, por exemplo, que, enquanto 28 gramas de monóxido de carbono invariavelmente consistem de 12 gramas de carbono e 16 gramas de oxigênio, o carbono também forma o composto dióxido de carbono, e 44 gramas deste composto sempre consistem de 12 gramas de carbono e 32 gramas de oxigênio. Neste exemplo, a massa do oxigênio que se combina com uma massa fixa de carbono para formar o dióxido de carbono é exatamente o dobro da quantidade que se combina para formar o monóxido de carbono. Tal observação sugere fortemente que o dióxido de carbono contém exatamente o dobro entidades de oxigênio por unidade de carbono que possui o monóxido de carbono.

Dalton previu que, quando dois elementos se combinam em uma série de compostos, as razões das massas de um elemento que se combina com uma massa fixa de um segundo são redutíveis a números inteiros menores; esta observação ficou conhecida como a Lei das Proporções Múltiplas.

A Teoria Atômica de Dalton
Dalton colocou todas estas observações juntas e então estabeleceu a linguagem que, com pequenas adaptações, tornou-se universal na química. Ele propôs que os elementos eram compostos por átomos indestrutíveis, que cada átomo de um elemento é idêntico, que os átomos de elementos diferentes diferem em temos de massa, e que os compostos consistem de um grupamento característico de átomos. Devido ao fato de um composto ser caracterizado por um grupamento de átomos e cada átomo possuir uma massa característica, foi então fácil entender que os compostos possuem uma composição em massa fixa. Além disso, a existência de famílias relacionadas de compostos, que diferem em massa por números inteiros, pode ser imediatamente explicada pela suposição de que vários compostos diferem no número de átomos de um elemento que se combina com um átomo de um segundo elemento. Por exemplo, o monóxido de carbono consiste de um átomo de carbono ligado a um átomo de oxigênio, enquanto que o dióxido de carbono consiste de um átomo de carbono ligado a dois átomos de oxigênio. Assim, em termos modernos, o monóxido de carbono é denotado como CO, e o dióxido de carbono como CO2.