A Estrutura Interna dos Átomos
O conceito dos átomos assim emergiu, das medições meticulosas de massa e volume, e nos primórdios da química constituíam as únicas ferramentas quantitativas da matéria disponíveis. A realidade dos átomos foi estabelecida, por um lado, pelo poder exploratório do modelo cinético, e por outro lado pelas imagens cada vez mais diretas de entidades microscópicas. Enquanto o modelo atômico da matéria se tornava mais firmemente estabelecido, a atenção se voltou para a existência das moléculas, que eram arranjos específicos dos átomos. Enquanto as moléculas eram examinadas, foi descoberto que elas apresentavam ligações características entre os átomos e que estes eram posicionados em arranjos tridimensionais característicos dos compostos e de seus átomos constituintes.
A Descoberta do Elétron
As questões levantadas por este conhecimento básico permaneceram sem respostas até que a estrutura interna dos átomos começou a ser revelada no final do século XIX. A visão clássica, proposta por Dalton, de que os átomos eram compostos por entidades irredutíveis e desprovidas de carga virtualmente eliminava o prospecto de entendimento de suas propriedades, pois implicava na inexistência de sua estrutura interna. A mutabilidade dos átomos, e assim os primeiros sinais de entendimento de sua constituição e propriedades, surgiram com a descoberta do elétron como um constituinte universal da matéria. O elétron foi a primeira partícula subatômica a ser descoberta e demonstrou ser a mais importante para o entendimento das ligações químicas. Esta importância deveu-se em grande parte à facilidade com que os elétrons podiam ser removidos de um átomo e inseridos em outro; esta facilidade de transferência de elétrons foi a chave da formação das ligações químicas, e todas as teorias nesse campo focavam-se na redistribuição dos elétrons de um átomo quando se ligava com outro.
A idéia central para o entendimento da estrutura da tabela periódica e também dos padrões de ligação química entre átomos foi a de que os elétrons distribuíam-se em camadas que rodeavam um núcleo central positivamente carregado. Cada camada podia conter um número máximo característico de elétrons. As camadas mais externas continham os elétrons envolvidos na formação das ligações, pois estes eam menos atraídos pelo núcleo e assim podiam ser removidos com maior facilidade. Esta camada era chamada de camadal de valência. Uma das características mais importantes das camadas de valência era o fato desta ser completa para os gases nobres (isto é, oito, exceto no caso do hélio). Assim, a formação de ligações químicas parecia estar relacionada com a complementação da camada de valência.
Contribuições de Lewis
A regra da camada de valência na formação das ligações foi exposta pelo químico americano Gilbert N. Lewis no ano de 1916. Estudos independentes importantes foram conduzidos por Walther Rossel, e mais tarde contribuições foram adicionadas por Irving Langmuir. Primeiramente, Lewis propôs que as ligações iônicas eram formadas pela transferência completa de elétrons da camada de valência de um átomo para a camada de valência de outro, e que esta transferência continuava até que ambos os átomos atingissem a configuração eletrônica característica do gás nobre mais próximo na tabela periódica. Assim, o sódio possuía um elétron na sua camada de valência, e sua perda resultava em um cátion, Na+, com um arranjo de elétrons como o do neônio. O cloro, por outro lado, possuía uma camada de valência que necessitava de um elétron a mais para atingir a configuração eletrônica característica do gás nobre vizinho, o argônio, e assim formava o ânion Cl-. Assim, a formação de cloreto de sódio como um coleção de íons Na+ e Cl- tornava-se perfeitamente compreensível.
Lewis propôs que a ligação covalente consistia no compartilhamento de dois elétrons entre átomos, ao invés de sua doação plena de um átomo para o outro. Ele não tinha meios de saber por que um par de elétrons deveria ser tão importante (este entendimento veio algum tempo depois, com a introdução da mecânica quântica), mas suas idéias racionalizavam um grande número de fatos químicos. Como na formação de ligações iônicas, Lewis enfatizava a importância da camada de valência do gás nobre mais próximo e propunha que, como na formação das ligações iônicas, o compartilhamento desses elétrons continuaria até que cada átomo possuísse a configuração eletrônica de um gás nobre.
Em resumo, as idéias de Lewis eram expressas por sua recente regra do octeto, que atestava que a transferência ou compartilhamento de elétrons continuaria até que um átomo adquirisse um octeto de elétrons (isto é, os oito elétrons característicos da camada de valência de um gás nobre). Quando a transferência completa ocorresse, a ligação seria iônica. Quando os elétrons fossem meramente compartilhados, a ligação seria covalente, e cada par de elétrons compartilhados corresponderia a uma ligação química.
Esta teoria constitui a base da ligação química que continua sendo largamente utilizada. Entretanto, ainda existe muito mais a explicar e entender; e existem muitas exceções importantes às idéias de Lewis, que não podem, por conseqüência, prover uma explicação completa das ligações químicas.
O conceito dos átomos assim emergiu, das medições meticulosas de massa e volume, e nos primórdios da química constituíam as únicas ferramentas quantitativas da matéria disponíveis. A realidade dos átomos foi estabelecida, por um lado, pelo poder exploratório do modelo cinético, e por outro lado pelas imagens cada vez mais diretas de entidades microscópicas. Enquanto o modelo atômico da matéria se tornava mais firmemente estabelecido, a atenção se voltou para a existência das moléculas, que eram arranjos específicos dos átomos. Enquanto as moléculas eram examinadas, foi descoberto que elas apresentavam ligações características entre os átomos e que estes eram posicionados em arranjos tridimensionais característicos dos compostos e de seus átomos constituintes.
A Descoberta do Elétron
As questões levantadas por este conhecimento básico permaneceram sem respostas até que a estrutura interna dos átomos começou a ser revelada no final do século XIX. A visão clássica, proposta por Dalton, de que os átomos eram compostos por entidades irredutíveis e desprovidas de carga virtualmente eliminava o prospecto de entendimento de suas propriedades, pois implicava na inexistência de sua estrutura interna. A mutabilidade dos átomos, e assim os primeiros sinais de entendimento de sua constituição e propriedades, surgiram com a descoberta do elétron como um constituinte universal da matéria. O elétron foi a primeira partícula subatômica a ser descoberta e demonstrou ser a mais importante para o entendimento das ligações químicas. Esta importância deveu-se em grande parte à facilidade com que os elétrons podiam ser removidos de um átomo e inseridos em outro; esta facilidade de transferência de elétrons foi a chave da formação das ligações químicas, e todas as teorias nesse campo focavam-se na redistribuição dos elétrons de um átomo quando se ligava com outro.
A idéia central para o entendimento da estrutura da tabela periódica e também dos padrões de ligação química entre átomos foi a de que os elétrons distribuíam-se em camadas que rodeavam um núcleo central positivamente carregado. Cada camada podia conter um número máximo característico de elétrons. As camadas mais externas continham os elétrons envolvidos na formação das ligações, pois estes eam menos atraídos pelo núcleo e assim podiam ser removidos com maior facilidade. Esta camada era chamada de camadal de valência. Uma das características mais importantes das camadas de valência era o fato desta ser completa para os gases nobres (isto é, oito, exceto no caso do hélio). Assim, a formação de ligações químicas parecia estar relacionada com a complementação da camada de valência.
Contribuições de Lewis
A regra da camada de valência na formação das ligações foi exposta pelo químico americano Gilbert N. Lewis no ano de 1916. Estudos independentes importantes foram conduzidos por Walther Rossel, e mais tarde contribuições foram adicionadas por Irving Langmuir. Primeiramente, Lewis propôs que as ligações iônicas eram formadas pela transferência completa de elétrons da camada de valência de um átomo para a camada de valência de outro, e que esta transferência continuava até que ambos os átomos atingissem a configuração eletrônica característica do gás nobre mais próximo na tabela periódica. Assim, o sódio possuía um elétron na sua camada de valência, e sua perda resultava em um cátion, Na+, com um arranjo de elétrons como o do neônio. O cloro, por outro lado, possuía uma camada de valência que necessitava de um elétron a mais para atingir a configuração eletrônica característica do gás nobre vizinho, o argônio, e assim formava o ânion Cl-. Assim, a formação de cloreto de sódio como um coleção de íons Na+ e Cl- tornava-se perfeitamente compreensível.
Lewis propôs que a ligação covalente consistia no compartilhamento de dois elétrons entre átomos, ao invés de sua doação plena de um átomo para o outro. Ele não tinha meios de saber por que um par de elétrons deveria ser tão importante (este entendimento veio algum tempo depois, com a introdução da mecânica quântica), mas suas idéias racionalizavam um grande número de fatos químicos. Como na formação de ligações iônicas, Lewis enfatizava a importância da camada de valência do gás nobre mais próximo e propunha que, como na formação das ligações iônicas, o compartilhamento desses elétrons continuaria até que cada átomo possuísse a configuração eletrônica de um gás nobre.
Em resumo, as idéias de Lewis eram expressas por sua recente regra do octeto, que atestava que a transferência ou compartilhamento de elétrons continuaria até que um átomo adquirisse um octeto de elétrons (isto é, os oito elétrons característicos da camada de valência de um gás nobre). Quando a transferência completa ocorresse, a ligação seria iônica. Quando os elétrons fossem meramente compartilhados, a ligação seria covalente, e cada par de elétrons compartilhados corresponderia a uma ligação química.
Esta teoria constitui a base da ligação química que continua sendo largamente utilizada. Entretanto, ainda existe muito mais a explicar e entender; e existem muitas exceções importantes às idéias de Lewis, que não podem, por conseqüência, prover uma explicação completa das ligações químicas.
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