Aula 08 ligações químicas

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Química Biológica 
Aula 08: Ligações Químicas 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
SDE0898 – Química Biológica 
Química Biológica 
Aula 08: Ligações Químicas 
Tipos de Ligação Química 
Definições 
 Ligação química: é a força atrativa que mantém dois 
ou mais átomos unidos. 
 Ligação covalente: resulta do compartilhamento de 
elétrons entre dois átomos. Normalmente 
encontrada entre elementos não-metálicos. 
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Tipos de Ligação Química 
Definições 
 Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons 
de um metal para um não-metal. 
 Ligação metálica: é a força atrativa que mantém 
metais puros unidos. 
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Símbolo de Lewis 
• Representação dos elétrons como pontos ao redor do 
símbolo do elemento. 
• Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados 
de um quadrado ao redor do símbolo do elemento. 
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Símbolo de Lewis 
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Ligação Iônica 
 Ocorre entre metais e não-metais 
 Caracteriza-se pela transferência efetiva de elétrons 
entre os átomos, formando íons. 
 Atração eletrostática de íons com cargas opostas 
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Ligação Iônica 
Considerando a reação entre o sódio e o cloro: Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) 
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Ligação Iônica 
Considerando a reação entre o sódio e o cloro: Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) 
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Ligação Iônica 
Determinação dos compostos iônicos 
Exemplos: 
Ca +2 e Cl -1 CaCl2 
Al +3 e O -2 Al2O3 
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Ligação Iônica 
Determinação dos compostos iônicos 
Tendência de perder 
elétrons 
Tendência de ganhar 
elétrons 
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Ligação Iônica 
Característica dos compostos iônicos 
 São sólidos nas condições ambientes 
 Possuem elevados pontos de fusão e ebulição 
 Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em solução, 
devido a presença de íons livres 
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Ligações covalentes 
• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder 
ou ganhar elétrons para formar um octeto. 
• Átomos similares se ligam compartilhando pares de elétrons para 
que cada um atinja o octeto. 
• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química. 
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Ligações covalentes 
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Ligações covalentes 
Estruturas de Lewis 
Cada elétron é representado por um ponto 
Nas estruturas, cada linha representa dois elétrons 
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Ligações covalentes 
Ligações múltiplas 
É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre 
dois átomos (ligações múltiplas): 
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2); 
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2); 
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2). 
• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o 
número de pares de elétrons compartilhados aumenta. 
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Ligações covalentes 
Eletronegatividade e polaridade de ligação 
A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da 
polaridade de ligação: 
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em 
ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou 
quase igual); 
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Ligações covalentes 
Eletronegatividade e polaridade de ligação 
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em 
ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual); 
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em 
ligações iônicas (transferência de elétrons). 
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Ligações covalentes 
Eletronegatividade e polaridade de ligação 
• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação. 
• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é 
representada por + e o polo negativo por -. 
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Ligações covalentes 
REGRAS PARA ELABORAÇÃO DAS ESTRUTURAS DE LEWIS 
1. Átomo Central: 
• Geralmente o átomo de menor afinidade eletrônica. 
• Frequentemente temos como átomo central C, N, P, S. 
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Ligações covalentes 
REGRAS PARA ELABORAÇÃO DAS ESTRUTURAS DE LEWIS 
1. Átomo Central: 
• Halogênios são normalmente átomos terminais, porém nos 
oxiácidos são os átomos centrais, por exemplo HClO4. 
• Hidrogênio é sempre átomo terminal. 
 
Exemplo: CH2O (formaldeído) - O carbono é o átomo central – 
menor afinidade eletrônica que o oxigênio. 
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Ligações covalentes 
REGRAS PARA ELABORAÇÃO DAS ESTRUTURAS DE LEWIS 
2. Determinação do número total de elétrons de valência: 
Exemplo CH2O: 
C: 1s22s22p2 = 4 elétrons 
H: 1s1 = 2x1= 2 elétrons 
O: 1s22s22p4= 6 elétrons 
Total: 12 elétrons (6 pares de elétrons) 
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Ligações covalentes 
REGRAS PARA ELABORAÇÃO DAS ESTRUTURAS DE LEWIS 
2. Determinação do número total de elétrons de valência: 
-Ânions: adiciona-se ao número total de elétrons obtidos pela 
configuração eletrônica a carga formal do ânion. 
 
-Cátions: subtrai-se do número total de elétrons obtidos pela 
configuração eletrônica a carga formal do cátion. 
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Ligações covalentes 
REGRAS PARA ELABORAÇÃO DAS ESTRUTURAS DE LEWIS 
3. Formação de Ligações Simples: 
- Unir o átomo central aos periféricos. 
- Para cada ligação simples é utilizado um par de elétrons. 
 
Exemplo CH2O: 
3 ligações simples=3 pares de elétrons 
6-3 = 3 pares remanescentes 
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Ligações covalentes 
REGRAS PARA ELABORAÇÃO DAS ESTRUTURAS DE LEWIS 
4. Distribuição dos pares de elétrons restantes: 
Completar o octeto (ou dupleto, no caso do hidrogênio) para os átomos periféricos 
Par de elétrons isolados 
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Ligações covalentes 
REGRAS PARA ELABORAÇÃO DAS ESTRUTURAS DE LEWIS 
5. Completar o Octeto do Átomo Central: 
Mover os pares de elétrons isolados para formar ligações duplas/triplas, caso o 
átomo central não esteja com o octeto completo. 
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Ligações covalentes 
REGRAS PARA ELABORAÇÃO DAS ESTRUTURAS DE LEWIS 
EXCEÇÕES 
1. Substâncias com número ímpar de elétrons: 
Ex. NO 
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Ligações covalentes 
REGRAS PARA ELABORAÇÃO DAS ESTRUTURAS DE LEWIS 
EXCEÇÕES 
2. Compostos com átomos contendo menos que oito elétrons: 
Ex. BF3 ; BeF2 
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Ligações covalentes 
REGRAS PARA ELABORAÇÃO DAS ESTRUTURAS DE LEWIS 
EXCEÇÕES 
3. Compostos com átomos contendo mais que oito elétrons (geralmente para os 
elementos do 3º período ou períodos superiores com orbitais d na camada de 
valência) 
PCl5 - Fósforo 
estabiliza com 10e- 
 
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Ligações covalentes 
CARGA FORMAL DOS ÁTOMOS NAS MOLÉCULAS 
Definição: A carga de um átomo em uma molécula ou íon calculada assumindo 
um igual compartilhamento doselétrons de ligação. 
CF= EV – [EPI + ½(EPL)] 
CF= Carga Formal 
EV= Número de elétrons de valência 
EPI= Número total de elétrons contidos nos pares isolados 
EPL= Número total de elétrons contidos nos pares de ligação 
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Ligações covalentes 
CARGA FORMAL DOS ÁTOMOS NAS MOLÉCULAS 
Regras de Pauling: 
 
a. Em uma estrutura de Lewis a soma das cargas formais deve ser igual a zero 
para uma molécula neutra e igual a carga de um íon. 
 b. As cargas formais em uma estrutura devem ser as menores possíveis. 
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Ligações covalentes 
CARGA FORMAL DOS ÁTOMOS NAS MOLÉCULAS 
Regras de Pauling: 
 
c. Em uma determinada estrutura de Lewis as cargas formais negativas estão 
localizadas preferencialmente nos átomos mais eletronegativos e as cargas 
formais positivas nos átomos menos eletronegativos. 
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Ligações covalentes 
CARGA FORMAL DOS ÁTOMOS NAS MOLÉCULAS 
Regras de Pauling: 
Exemplo: 
 
 
Para o C: 
Existem 4 elétrons de valência (pela tabela periódica). 
Número total de elétrons não ligados = 2 elétrons 
Número total de elétrons contidos nos pares de ligação = 6 
CF= 4 – [2 + (6/2)] = 4 – 5= -1 
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ESTRUTURAS DE LEWIS 
CARGA FORMAL DOS ÁTOMOS NAS MOLÉCULAS 
Considere: 
Para o N: 
Existem 5 elétrons de valência (pela tabela periódica). 
 Número total de elétrons não ligados = 2 elétrons 
Número total de elétrons contidos nos pares de ligação = 6 
CF= 5 – [2 + (6/2)] = 5 – 5= 0 
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ESTRUTURAS DE LEWIS 
CARGA FORMAL DOS ÁTOMOS NAS MOLÉCULAS 
A estrutura mais estável tem: 
• a carga formal mais baixa em cada átomo, 
• a carga formal mais negativa nos átomos mais eletronegativos. 
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Ligações covalentes 
RESSONÂNCIA 
• Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas de Lewis. 
• Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas podem ter estruturas 
similares às ligações múltiplas entre diferentes pares de átomos. 
 
Ex. O3 
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Ligações covalentes 
RESSONÂNCIA 
As estruturas de ressonância são tentativas de representar uma estrutura real, 
que é uma mistura entre várias possibilidades extremas. 
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Moléculas e íons 
Definição 
 
Molécula: é a menor unidade em que uma substância pura pode ser dividida, 
mantendo a sua composição e a suas propriedades químicas. São formadas 
pela união de dois ou mais elementos. 
Exemplo: 
2 Al(s) + 3 Br2(s)  Al2Br6(s) 
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Moléculas e íons 
Íons: São formados pela perda (cátions) ou ganho de elétrons (ânions) por 
átomos durante uma reação química. 
Exemplo: 
Átomos de Li  elétron + cátion Li+ 
Átomos de O + 2 elétrons  ânion O-2 
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Moléculas e íons 
Íons Monoatômicos: são átomos solitários que ganharam ou perderam 
elétrons. Tipicamente, os metais perdem elétrons para formar cátions 
monoatômicos, enquanto os não-metais ganham elétrons para formar ânions 
monoatômicos. 
Grupo Átomo Variação nos 
elétrons 
Cátion/ânion 
resultante 
1 Na (Z=11) -1 Na+ 
2 Ca (Z=20) -2 Ca +2 
17 Cl (Z=17) +1 Cl - 
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Moléculas e íons 
Íons Poliatômicos: são formados por dois ou mais átomos, e o 
conjunto apresenta uma carga elétrica. 
Fórmula Nome 
NH4
+ Íon amônio 
NO3
- Íon nitrato 
CrO4
-2 Íon cromato