Slide Da Profa. Mayara Silva [Princípios Físicos E Químicos Aplicados À Farmácia I] - 2013.2 - Ligação Química

Prévia do material em texto

1 
1 
Ligação Química 
Profª Msc. Mayara Silva 
aulasmayara@gmail.com 
 As ligações químicas tem forte influência sobre 
diversas propriedades dos materiais 
 
 Os elétrons de valência (do último nível) são os que 
participam das ligações químicas. 
 
 Os átomos buscam a configuração mais estável dos 
gases nobres (com 2 ou 8 elétrons) 
 
 Dependendo da energia envolvida na ligação elas 
podem ser divididas em: 
 Fortes 
 Fracas 
 
Introdução 
4 
São as forças de atração que ligam os átomos de modo a formar substâncias mais 
complexas. Podem-se classificar em 3 grandes grupos: 
Ligação iónica: refere-se às forças electrostáticas que existem entre ions de 
carga oposta. As substâncias iónicas geralmente resultam da interacção de metais 
do lado esquerdo da Tabela Periódica com elementos não metálicos do lado direito 
da Tabela (excluindo os gases nobre, grupo 18). 
Ligação covalente: resultam da partilha de eletrons. Os exemplos mais comuns 
são a ligação entre elementos não metálicos. 
Ligação metálica: encontra-se em metais sólidos como o cobre, o ferro e o 
alumínio. Nos metais, cada átomo liga-se a vários outros átomos vizinhos. 
Ligação Química 
2 
5 6 
7 8 
3 
9 10 
11 12 
Notação de Lewis 
Verificou-se que os átomos tendem a ganhar, perder ou partilhar 
electrons de modo a ter na camada de valência 8 eletrons ficando 
com a configuração electrónica do gás nobre mais próximo na 
Tabela Periódica. (Regra do Octeto). 
 
Colocar o símbolo do elemento e representar os eletrons de valência 
através de pontos ou cruzes; 
 
Exercício: Represente por notação de Lewis o Li, Be, B, C, N, O, F e o Ne. 
Exercício: Represente por notação de Lewis os seguintes compostos 
iónicos: LiF; CaO; Li2O, Mg2N3 e o Al2O3. 
 
 
4 
13 
Geometria de Base 
Número 
de pares 
de 
electrões 
Forma Geometria 
Molecular 
Exemplo 
2 Linear BeCl2, HgCl2 
3 Triangular planar BCl3 
4 Tetraédrica CH4, NH4
+ 
5 Bipiramidal trigonal PCl5 
6 Octaédrica SF6 
14 
Formas moleculares com 4 pares de 
eletrons em volta do átomo central 
Pares 
electrões em 
ligações 
Pares 
electrões não 
ligantes 
Estrutura Geometria 
4 0 Tetraédrica; todos os 
ângulos 
109.5º 
3 1 Piramidal trigonal 
 (Ex: NH3) 
2 2 Ângular (Ex: H2O) 
15 
Formas moleculares com 5 pares de 
eletrons em volta do átomo central 
Número de 
pares em 
ligações 
Número de 
pares não 
ligantes 
Estrutura Geometria 
5 0 Trigonal bipiramidal (Ex: 
PCl5) 
4 1 Tetraedro irregular ou 
distorcido (Ex: 
SF4, XeO2F2;IF4+) 
3 2 Em forma de T (Ex: ClF3) 
2 3 Linear (Ex: I3
-, 
XeF2) 
16 
Formas moleculares com 6 pares de 
eletrons em volta do átomo central 
Número de 
pares ligantes 
Números de 
pares não 
ligantes 
Estrutura Geometria 
6 0 Octaédrica (todos os 
ângulos com 
90º) 
5 1 Pirâmidal quadrada (Ex: 
BrF5, XeOF4) 
4 2 Quadrada plana (XeF4, ICl4-) 
5 
17 
Excepções à regra do octeto 
São principalmente 3: 
(a) Moléculas com número ímpar de eletrons; ClO2; NO. 
(b) Moléculas nas quais um átomo tem menos que 8 
eletrons; Ex: BF3; NH3BF3. 
(c) Moléculas, nas quais, um átomo tem mais que 8 eletrons; 
EX: PCl5, ICl4-. 
 
18 
Polaridade das moléculas e 
geometria molecular 
A Polaridade das moléculas determina as propriedades físicas dos compostos, 
como o ponto de fusão e de ebulição. 
Momento dipolar (m): é definido como o produto da carga q pela distância entre as 
cargas r, é uma medida quantitativa da polaridade de uma ligação química. 
Exprime-se em D (Debye) = 3,33 x 10-30 Cm 
Como exemplo temos a molécula de fluoreto de hidrogénio em que se verifica um 
deslocamento de densidade electrónica do H para o F, pois o flúor é mais 
electronegativo do que o átomo de H. Existe uma separação de cargas que se 
pode representar por 
 
H F
 
19 
Polaridade nas moléculas 
Moléculas diatómicas: 
 
1- Com átomos do mesmo elemento são apolares 
2- Com átomos de diferentes elementos são polares 
 
 
Moléculas poliatómicas; a sua polaridade depende 
 
1- Polaridade das ligações 
2- Geometria molecular 
 
20 
Moléculas apolares 
Exemplos de moléculas poliatómicas com ligações polares, mas dada a 
sua geometria o momento dipolar resultante é zero, são o BeCl2; BCl3 
CCl4. 
 
6 
21 
Moléculas polares 
22 
23 24 
7 
25 26 
27 
Forças Intermoleculares 
28 
Forças Intermoleculares 
 São as forças atrativas entre as moléculas 
 Asseguram a existência dos estados condensados da matéria: 
líquido e sólido; 
 São as principais responsáveis pelas propriedades físicas da 
matéria: ponto de fusão e ponto de ebulição; 
 São mais fracas que as forças intramoleculares, portanto a 
evaporação de um líquido requer muito menos energia do que a 
necessária para partir as ligações dentro das moléculas do 
líquido. 
 
 
8 
29 
Tipos de Forças Intermoleculares 
 Forças de Van der Waals 
 dípolo-dípolo 
 dípolo-dípolo induzido 
 forças de dispersão 
 Forças íon-dípolo 
 Ligação de hidrogénio 
30 
Forças de dípolo-dípolo 
 São forças que actuam entre moléculas polares. Quanto 
maiores forem os momentos dipolares e mais pequenas forem 
as moléculas, maior é a força. As moléculas tendem a alinhar-
se de tal modo que, em média a interacção atractiva é máxima. 
31 
• Ocorrem entre um íon (um cation ou um anion) e uma 
molécula polar; 
• A sua intensidade depende da (1) carga, do (2) tamanho 
do ion, do (3) momento dipolar e (4) tamanho da 
molécula; 
• Como os cations são menores que os anions e no caso 
das cargas serem iguais em valores absolutos, a 
interação de um cation com um dípolo é mais forte do 
que a de um anion. 
Forças íon-dípolo 
32 
 Dípolos instantâneos ocorrem por exemplo no átomo de He, em que 
os electrons movem-se a uma certa distância do núcleo, pelo que em 
qualquer instante é provável que o átomo tenha um momento dipolar 
criado pelas posições específicas dos electrões. 
 As forças atractivas que surgem como resultado destes dípolos 
instântaneos designam-se por Forças de dispersão ou forças de 
London. 
 As forças de dispersão aumentam com a massa molar, podendo ser 
iguais ou superiores às forças dípolo-dípolo entre moléculas polares. 
Dípolos instantâneos 
9 
33 
Forças ion - dípolo induzido 
e dípolo - dípolo induzido 
 Se colocarmos um ião ou uma molécula perto de um átomo neutro (ou 
de uma molécula apolar), a distribuição electrónica do átomo (ou 
molécula) fica distorcida pela força exercida pelo ion ou pela molécula 
polar, forma-se o dípolo induzido. 
 A interação atrativa entre um ion e o dípolo induzido chama-se 
interação ion - dípolo induzido 
 
 
 
 A interação atrativa entre uma molécula polar chama-se dípolo-dípolo 
induzido. 
34 
 É um tipo especial de interação dípolo-dípolo entre o átomo de hidrogenio numa ligação 
polar como as N-H, O-H ou F-H, e um átomo electronegativo O, N, e F. 
 Ocorre um aumento da massa molar do HCl para o HI o que causa um aumento das Forças 
de London o que conduz ao aumento do p.e.. No caso do HF, composto com maior p.e. é o 
que tem forças intermoleculares mais fortes que são as pontes de hidrogénio. 
Figura 1: Variação do ponto de ebulição dos compostos formados a partir de elementos de diferentes períodos da 
tabela periódica. 
Ligações de Hidrogenio 
Pontes de Hidrogênio na 
H2O 
 Como conseqüência das fortes interações intermoleculares, 
a água apresenta algumas propriedades especiais. Alguns 
insetos, por exemplo, podem andar sobre ela. Uma lâmina 
de barbear, se colocada horizontalmente, também flutua na 
água. Isto deve-se à tensão superficial da água. 
Pontes de Hidrogênio na 
H2O 
 Tensão Superficial da Água: uma propriedade que faz com o 
líquido se comporte como se tivesse uma membrana elástica em 
sua superfície. Este fenômeno pode ser observado em quase 
todos os líquidos, e é o responsável pela forma esférica de gotas 
ou bolhas do líquido. 
 A razãoé que as moléculas de água interagem muito mais 
fortemente com suas vizinhas do que com as moléculas do ar, na 
interface. As moléculas que estão no interior da gota, por 
exemplo, interagem com outras moléculas em todas as direções; 
as moléculas da superfície, por outro lado, interagem somente 
com moléculas que estão nas suas laterais ou logo abaixo. 
 Líquidos orgânicos, como o benzeno ou o tolueno, tem valores 
menores de tensão superficial, já que suas interações 
intermoleculares são mais fracas. 
10 
Pontes de Hidrogênio na 
H2O 
Tensão Superficial 
Resumo – Forças 
Intermoleculares 
 Hierarquia das Forças Intermoleculares: 
 
Ligação/Ponte de Hidrogênio é uma força > 
força dipolo-dipolo > força dipolo-dipolo 
induzido > Forças de Van der Waals 
 
 
Ponto de Ebulição 
 Quanto mais fortes forem as 
ligações intermoleculares, mais 
elevada será a temperatura de 
ebulição. 
 Quanto mais “esférica” for a 
molécula, menor será seu ponto 
de ebulição, já que as forças de 
Van der Waals são mais 
eficientes quanto maior for a 
superfície de contato. 
 
Ponto de Ebulição 
 A água tem comportamento 
excepcional quando comparado 
aos pontos de ebulição de 
substâncias moleculares 
semelhantes. 
 Podemos notar que, caso a água 
mantivesse a linearidade do 
gráfico, sendo essa linearidade 
ditada pela massa molecular dos 
compostos da mesma família, teria 
um ponto de ebulição próximo de 
100 C!. Caso isso fosse verdade, 
a Terra não teria lagos, rios ou 
oceanos, e a água existiria na 
Terra somente no estado 
gasoso, mesmo nos pólos do 
Norte e Sul! 
11 
Ponto de Ebulição 
 Ao contrário da água, o sulfeto de 
hidrogênio, bem como H2Se e o 
H2Te, são incapazes de formar 
ligações intermoleculares fortes. 
Ligações de hidrogênio, de forma 
apreciável, só são encontradas 
nas moléculas que contêm os 
elementos mais eletronegativos, 
como o flúor, o oxigênio e o 
nitrogênio. As propriedades das 
substancias com ligação H-X de 
polaridade elevada, semelhante à 
da água, como a amônia e o 
fluoreto de hidrogênio, são 
também influenciadas pelas 
ligações de hidrogênio, e muitas 
de suas propriedades, nos 
estados sólidos e líquidos, 
resultam das interações dipolo-
dipolo entre suas moléculas. 
Ponto de Fusão 
 As substâncias iônicas tem P.F , P.E elevados e são 
geralmente sólidas porque os cátions e os ânions se 
atraem fortemente e a dificuldade de afastar os cátions e 
os ânions se traduz na dificuldade de fundir e de ferver 
as substâncias iônicas. 
 
 Pelo contrário , as substâncias orgânicas são em geral 
covalentes e freqüentemente apolares; em 
conseqüência tem P.F e P.E. baixos e são geralmente 
líquidos ou gases. 
Solubilidade 
 A solubilidade é largamente afetada pela estrutura química dos 
compostos, sendo que o grau de solubilidade em água dos éteres 
glicólicos varia de acordo com o comprimento da cadeia do grupo 
alquila e o número de átomos de oxigênio presentes na molécula. 
Porém, isômeros podem apresentar diferenças. 
 
 "O semelhante dissolve o semelhante.” Substância polar dissolve 
substância polar e não dissolve ou dissolve pouca quantidade de 
substância apolar. Substância apolar dissolve substância apolar e 
não dissolve ou dissolve pouca quantidade de substância polar. 
 
 “Água – água/ solvente – solvente” 
 
Solubilidade 
 Um cubo de açúcar contém muitas moléculas e elas são mantidas unidas 
pelas pontes de hidrogênio (imagem a esquerda). Quando um cubo de 
açúcar dissolve, cada molécula permanece intacta. A molécula estabelece 
pontes com as moléculas de água e desfaz as pontes com as outras 
moléculas de açúcar. 
 Por outro lado, o sal em solução transforma-se em íons (imagem a direita), 
como o cátion Na+ e o ânion Cl-. A solubilidade dessas substâncias só é 
possível devido a afinidade eletrônica existente entre o soluto (açúcar e o 
sal) e o solvente (a água). 
 
12 
Solubilidade 
 Existem basicamente dois meios 
de substância no que diz respeito 
a polaridade: polares e apolares. 
O termo "polar" nos dá a idéia de 
opostos, onde um dado ponto é 
negativo e o outro é positivo. Isso 
é resultado da diferença de 
contribuição na ligação entre 
elementos químicos diferentes. O 
mais eletronegativo atrai para 
perto de si o par de elétrons que 
estabelece a ligação com o outro 
átomo. Um exemplo de substância 
polar é água, considerada um 
solvente universal. 
Solubilidade 
 A água é um excelente solvente 
polar para compostos orgânicos 
polares de baixo peso molecular, 
como o metanol, etanol, ácido 
fórmico, ácido acético, dentre 
outros. Possuindo um dipolo 
bastante acentuado, atrai por 
eletrostática o dipolo da outra 
molécula, de forma a potencializar 
a solubilização. Porém, essas 
moléculas orgânicas possuem 
uma parte polar, solúvel em água 
e uma parte apolar, insolúvel em 
água. 
Solubilidade 
 A medida que aumenta-se o número de carbonos no grupo dos álcoois e 
ácidos carboxílicos por exemplo, a solubilidade, em meio aquoso vai 
diminuindo. É por isso que quando misturamos água com, por exemplo, 
butanol, constituído de 4 carbonos, a solubilidade em água diminui 
bastante, aparecendo claramente duas fases distintas indicando que as 
substâncias não são completamente miscíveis, mas sim parcialmente. 
 
Densidade 
 As substâncias Orgânicas são, em geral pouco densas 
(tem densidade menor que da água) por este motivo 
quando insolúveis em água essas substâncias formam 
uma camada que “flutua” sobre a água, como acontece 
com a gasolina, o éter comum , o benzeno, etc. 
 
 Substâncias orgânicas contendo um ou mais átomos de 
massas atômicas elevadas podem ser mais densas que 
a água , exemplo CHBr3 é três vezes mais denso que a 
água. 
13 
49