ÁTOMOS E MOLÉCULAS

Dos 90 átomos identificados pelos químicos como elementos naturais, menos de 30 participam na edificação das estruturas vivas, e mesmo assim, em proporções muito diferentes. Os três átomos mais abundantes na matéria viva são o carbono (C), o hidrogénio (H) e o oxigénio (O). Em ordem decrescente, vem em seguida o azoto (N), o cálcio (Ca) e o fósforo (P). Alguns encontram-se presentes em fraca quantidade, como o potássio (K), o enxofre (S), o sódio (Na), o cloro (Cl), o magnésio (Mg) e o ferro (Fe). Outros ainda, intervêm em ínfimas quantidades (traços) o manganês (Mn), o cobre (Cu), o iodo (I), o cobalto (Co), o zinco (Zn) e o molibdénio (Mo). A estes últimos atribui-se a designação de oligoelementos. Apesar da sua presença modesta, eles são indispensáveis ao correcto funcionamento das células e dos organismos.

Número atómico e massa nuclear

Um átomo é constituído por um núcleo e por electrões que gravitam em volta dele, em orbitas definidas. As dimensões dos átomos são da ordem do Angstrom (1Å=10^-1nm). O núcleo é muito denso e não ocupa, aproximadamente, senão a décima parte do volume do átomo.

O núcleo do átomo comporta protões, neutrões e outras partículas complexas. Os protões são as partículas carregadas positivamente. Num determinado átomo, existem tantos protões como electrões, os quais são carregados negativamente. Assim, o átomo é neutro. O número de protões de um determinado átomo constitui o seu número atómico. Escreve-se em baixo e à esquerda do símbolo do átomo considerado:

• O núcleo do átomo de hidrogénio contem um protão:   ₁H;

• O núcleo do átomo de carbono contem seis protões:     ₆C.

Designa-se por massa nuclear, o número de neutrões e de protões presentes no núcleo. Inscreve-se em cima e à esquerda do símbolo do átomo considerado:

• O núcleo do átomo de hidrogénio só contem um protão: ¹₁H;

• O núcleo do átomo de carbono tem seis protões e seis neutrões: ¹²₆C.

Existem átomos que diferem pelo número de neutrões. Designam-se por isótopos. Por exemplo o carbono 14, tem seis protões e oito neutrões: ¹⁴₆C.

Os isótopos são, frequentemente, instáveis. Decompõem-se, regularmente, no decurso do tempo. Esta propriedade é aproveitada para realizar datações, como as que utilizam o carbono 14. Com efeito, sob a acção dos raios cósmicos, ocorre permanentemente a formação de carbono 14 na atmosfera, de tal forma que , em cada ser vivo, existe uma relação constante entre ¹⁴C e ¹²C. Após a morte, cessa a incorporação de carbono no organismo e a quantidade de ¹⁴C  vai diminuindo, de metade todos os 5 570 anos. Calculando a relação entre ¹⁴C e ¹²C, determina-se a idade dos organismos fósseis.

Regra do octeto

Os electrões gravitam em volta do núcleo segundo regras complexas e precisas. Esquematicamente, organizam-se em camadas de órbitas. A primeira é constituída, no máximo, por 2 electrões; a segunda e seguintes, por 8 electrões, no máximo. Os átomos cujas orbitais se encontram saturadas são extremamente estáveis e não se ligam a outros átomos: são os gases raros (hélio, o néon, o árgon, o xénon,...). Pelo contrário, todos os outros átomos têm tendência a organizar a sua orbital periférica de maneira a atingir a composição do gás raro que lhe está mais próximo. Esta teoria, conhecida pela Teoria do Octeto, e formulada em 1916 por Lewis, é posta em causa em átomos possuidores de mais de 26 electrões, que são raros nos seres vivos.

Com base nestas particularidades electrónicas, Mendeleiev ordenou os átomos conhecidos, na famosa Tabela Periódica dos Elementos (ou Tabela de Mendeleiev). No quadro abaixo, apresentam-se os 18 primeiros átomos da Tabela de Mendeleiev (entre os quais se situam os principais átomos constituintes da matéria viva), mostrando, sob a forma de pontos, os electrões periféricos.

Em função da regra enunciada, podemos verificar que o hidrogénio, para se aproximar da configuração electrónica do hélio, deverá captar um electrão. Os elementos da coluna I, pelo contrário, terão tendência a perder o único electrão periférico, pois a orbital abaixo está saturada ( o Li com 2 electrões; o Na com 8). Também os elementos das colunas II e III, terão tendência a perder os seus electrões periféricos.

Os elementos da coluna IV, o carbono e o silício, tanto podem perder como captar 4 electrões, para atingirem uma configuração mais estável. Ao invés, os elementos das colunas V. VI e VII procurarão captar respectivamente 3,2 e 1 electrões.

 Esta tendência espontânea para configurações electrónicas mais estáveis determina a associação dos átomos em moléculas.

Ligações químicas

a) ligações entre átomos

Existem diferentes ligações entre átomos. Todas tendem à edificação de entidades suficientemente estáveis.

Ligação covalente

A ligação covalente é a ligação química por excelência: dois electrões celibatários, provenientes de dois átomos diferentes, unem-se de tal maneira que, uma vez a ligação estabelecida, não mais será possível saber a qual dos átomos pertencia um dos electrões. Vejamos o exemplo da formação da molécula de hidrogénio:

Formação da molécula de hidrogénio (H₂): Dois átomos de hidrogénio (H) estabilizam as suas configurações electrónicas captando-se, mutuamente, um electrão.

As ligações covalentes podem formar-se entre átomos diferentes, como o mostra a formação da água a partir de um átomo de oxigénio e de dois átomos de hidrogénio.

Dois átomos podem igualmente partilhar vários electrões. Formar-se-ão então duplas e triplas ligações. É o caso, por exemplo, do etileno: cada átomo de carbono partilha dois electrões com átomos de hidrogénio, constituindo ligações simples; os dois átomos de carbono, por outro lado, partilham-se dois electrões entre si, constituindo uma ligação dupla.

Ligação iónica

Um ião é um átomo que captou ou que cedeu um ou vários electrões. Cada ião é, portanto, portador de uma carga positiva (catião) ou negativa (anião). A ligação iónica resulta da atracção electrostática entre dois iões portadores de cargas opostas. Nesta ligação, não há partilha de electrões. O cloreto de sódio NaCl ilustra este tipo de ligação.

O átomo de sódio tem tendência a perder o electrão periférico e a transformar-se no catião Na⁺; complementarmente, o átomo de cloro tem aptidão para receber mais um electrão e saturar a sua orbital periférica, transformando-se no anião Cl^- . Os dois iões atraem-se e constituem a molécula NaCl (neutra).

b) Ligações entre moléculas

Ligação hidrogénio

Um átomo de hidrogénio ligado de forma covalente, adquire a capacidade de atrair outro átomo e com eles estabelecer uma ligação (ou ponte) hidrogénio.

Estas situações implicam contudo que o átomo ligado de forma covalente ao hidrogénio possua pelo menos um par de electrões livres, isto é, que não estejam, eles próprios, envolvidos em outras ligações covalentes.

A molécula de água permite ilustrar o conceito de ligação hidrogénio: a ligação covalente entre o oxigénio e o hidrogénio não é simétrica. O oxigénio, sendo maior, chama a si o electrão comum. Este estará mais frequentemente junto do oxigénio, fazendo com que os hidrogénios tenham uma carga ligeiramente positiva. Em consequência, cria-se um dipolo.

Em presença de outras moléculas de água, acontecerá a aproximação das zonas d⁺ e d^- e formação de 2 ligações hidrogénio, no máximo.

As ligações hidrogénio desempenham um papel muito importante na estrutura e no funcionamento da célula. Encontram-se frequentemente entre as moléculas possuidoras de ligações O-H ou N-H. Pelo contrário as ligações C-H não permitem formação de ligações hidrogénio porque os quatro electrões periféricos do carbono estão todos envolvidos em ligações covalentes.

Forças de Van der Wallls

Quando dois átomos se aproximam estreitamente, criam uma força atractiva, designada por força ou interacção de Van der Walls. Estas forças resultam de flutuações momentâneas da distribuição dos electrões em cada um dos átomos. Estas dão origem a dipolos transitórios. Se esses átomos não estiverem unidos por ligações covalentes, o dipolo transitório de um dos átomos gerará, no outro, um dipolo antagónico. Então, ambos se atrairão.

A energia das interacções de Van der Walls ronda 1 Kcal/mol, o que mostra como são fracas estas forças. Contudo, quando a moléculas se encostam em diversos pontos, ou mesmo possuem formas complementares, as interacções de Van der Walls podem desempenhar funções importantes. É, nomeadamente, o caso das interacções anticorpo-antigene, e ainda o caso de muitas enzimas relativamente aos seus substratos.

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