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Molécula


  Bioquímica

Em plena vigência da teoria atômica proposta por John Dalton no início do século XIX, o químico italiano Amedeo Avogadro estabeleceu a separação dos conceitos de átomo e molécula.

Molécula, grupo de átomos cuja ligação suficientemente forte os caracteriza como uma identidade estável, é a menor parte de uma substância pura que mantém suas características de composição e propriedades químicas. Pode ser formada por um único átomo (He), por mais de um átomo do mesmo elemento (O2), ou por átomos de elementos diferentes (H2O).

Quando a teoria atômica começou a ser delineada, dava-se o nome de átomo a qualquer entidade química aparentemente fundamental e indivisível. Certas discrepâncias observadas no comportamento dos gases e em sua adequação a leis gerais enunciadas no século XVIII levaram, contudo, à enunciação do conceito de átomo como unidade básica de um elemento químico, distinguindo-o da molécula, porção fundamental de todo composto, obtida em geral pela união de vários átomos por ligações de natureza diferente.

Os átomos se compõem de um núcleo -- que abriga partículas elementares de carga elétrica positiva (prótons) e neutra (nêutrons) -- rodeado por uma nuvem de elétrons (unidades fundamentais de eletricidade de carga negativa) em movimento contínuo. Os átomos da maioria dos elementos não são estáveis. Quando dois átomos se aproximam, as nuvens eletrônicas interagem uma com a outra e com os núcleos para se tornarem estáveis. Se em função dessa interação a energia total do sistema diminui, os átomos então se ligam para formar uma molécula. Os diferentes compostos químicos são, portanto, agregados de moléculas de um mesmo tipo.

São as moléculas, e não seus átomos componentes, que determinam as propriedades químicas das substâncias. Uma molécula se caracteriza pela natureza dos átomos que a integram, pela relação de proporção entre esses átomos e pelo seu arranjo dentro da molécula. Uma ligação entre dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio (H2O), por exemplo, forma uma molécula de água, enquanto a ligação entre dois átomos de cada um desses mesmos elementos produz peróxido de hidrogênio (H2O2), também chamado água oxigenada, com propriedades diferentes. Os átomos também podem se ligar em proporções idênticas para formar moléculas diferentes, chamadas isômeros. No caso do álcool etílico (CH3CH2OH) e do éter metílico (CH3OCH3), por exemplo, há uma diferença apenas quanto à arrumação dos átomos, que estabelecem ligações diferentes dentro da molécula.

Peso molecular. A massa atômica de um elemento indica quantas vezes um átomo desse elemento é mais pesado que 1/12 do isótopo de carbono 12, a cuja massa atômica se atribuiu o valor arbitrário 12. A massa (ou peso) molecular resulta da simples soma das massas atômicas parciais dos átomos que compõem a molécula.
Para o cálculo do peso molecular de gases ou produtos altamente voláteis, aplicam-se as leis inspiradas no princípio de Avogadro, segundo o qual volumes gasosos iguais, em idênticas condições de temperatura e pressão, apresentam o mesmo número de moléculas. A expressão do peso molecular de uma substância em gramas equivale à unidade de medida conhecida como molécula-grama ou mol -- um mol de qualquer substância contém uma quantidade fixa de moléculas (6,022 x 1023, número de Avogadro). Pesos moleculares podem ser determinados por espectroscopia de massa e por meio de técnicas baseadas na termodinâmica e na teoria cinética dos fenômenos de transporte.

Estrutura. A distribuição espacial dos átomos que formam uma molécula depende das propriedades químicas e do tamanho desses átomos. Átomos muito eletronegativos (com forte tendência a receber elétrons) formam ligações classificadas como covalentes, que apresentam aspecto simétrico e equilibrado. Quando alguns dos átomos têm maior afinidade sobre os elétrons compartilhados, a distribuição espacial é deformada e modificam-se os ângulos da ligação, que passa a ser polar.
Nas ligações covalentes são fundamentais os conceitos de orbital atômico (região espacial em que há maior probabilidade de se achar, em cada átomo, o elétron do qual depende a ligação) e de orbital molecular (representação gráfica da área em que é mais provável a localização do par de elétrons responsável pela ligação). Dadas as possíveis combinações dos números quânticos que definem o estado físico de um átomo distinguem-se quatro tipos de orbitais atômicos: s, de simetria esférica, e p, d e f, constituídos por estruturas em forma de hélice dispostas ao longo ou entre os eixos direcionais das três dimensões.
Nas substâncias iônicas, existe uma nítida diferença na ligação, no que se refere à força de atração entre os elétrons, que, nesse caso, se deslocam de um átomo para outro. É o que ocorre, por exemplo, com o cloreto de sódio (NaCl), o sal de cozinha, que, no estado sólido, consiste de íons positivos de sódio e íons negativos de cloro. As forças elétricas existentes entre esses íons formam os cristais de sal.

 


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