Ligações Químicas - Química aplicada à nutrição

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1) Ligação Química: 
1.1 Regra do octeto: A partir da observação dos gases nobres que possuem 8 elétrons 
em sua última camada (com exceção do Hélio que possui 2 elétrons), formulou-se a 
regra de que os átomos se estabilizam eletronicamente quando atingem esse valor. 
Essa regra não abrange todos os casos de ligações atômicas. 
1.2 Ligação Iônica: 
 Os elétrons são doados ou recebidos pelos átomos. 
 Um ânion (-) se une com um cátion (+). 
 Metal + ametal ou Metal + hidrogênio 
 Exemplos: NaCl, LiCl, NaF, NaBr, KCl, NaNO3, CuSO4, CuO, CaCO3, Na2S. 
Características 
Sólidos cristalinos (25ºC e 1atm) 
 
Elevados pontos de fusão e ebulição 
 
Duros e quebradiços 
 
Boa condutividade dissolvidos em água 
 
Boa condutividade no estado líquido 
 
Solvente principal – água 
 
 
 
 
 
1.3 Ligação Covalente: 
 Compartilhamento de elétrons para a formação de moléculas estáveis. 
 Esse tipo de ligação é muito recorrente nos elementos simples, como Cl2, H2, 
O2, e também nas cadeias carbônicas. 
 A diferença de eletronegatividade entre os ligantes determina se a ligação é 
polar ou apolar. 
 Ametal + ametal; Ametal + Hidrogênio; Hidrogênio + Hidrogênio. 
 Exemplos: H2O, Cl2, CO2, N2. 
 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletronegatividade.htm
Características 
 
Baixos pontos fusão e ebulição 
 
Maus condutores de eletricidade 
quando dissolvidos 
 
Bons isolantes térmicos e elétricos 
 
Sólidos, líquidos ou gases (25ºC e 
1atm) 
 
 
 
1.3.1 Ligação covalente entre dois aminoácidos: 
 OBS: Quando há uma perda de um oxigênio e dois hidrogênios, com a saída de 
uma molécula de água, estabelece uma ligação covalente entre dois 
aminoácidos glicina (entre o grupo carboxila de um aminoácido e o 
grupamento amina de outro aminoácido formou uma ligação covalente). 
 OBS: Ligação covalente peptídica: pois é uma ligação entre dois aminoácidos. 
 
 
1.4 Ligação Metálica: 
 Como os metais possuem a 
tendência de formar cátions 
pela cessão de elétrons, esses 
cátions formam um retículo 
cristalino envolto em uma 
nuvem eletrônica. 
 Metal + metal. 
 Exemplos: Ferro (Fe), Alumínio 
(Al), Cobre (Cu). 
 
 
 
Características: 
Sólidos (25ºC e 1atm) 
 
Boa condutividade elétrica 
Boa condutividade térmica 
(ocasionada pela nuvem de elétrons 
móveis) 
 
Alto ponto de fusão e ebulição 
 
Ductilidade, maleabilidade e brilho 
 
 
 
1.5 Ligação de hidrogênio ou ponte de hidrogênio: 
 Ocorre em moléculas polares. 
 Sempre haverá o hidrogênio entre dois elementos eletronegativos: H + F, O, N. 
 É a força intermolecular mais forte, pois existe uma grande diferença de 
eletronegatividade entre os elementos. 
 É necessária uma energia muito alta para romper as moléculas. 
 As Ligações de Hidrogênio são responsáveis pela tensão superficial da água. 
1.6 Interação hidrofóbica: 
 Não haverá interação hidrofóbica se não houver água presente no meio. 
 Compostos apolares com “medo” de água. 
 São interações fracas. 
 As interações hidrofóbicas são importantes para o reconhecimento do ligante 
pelo receptor. 
 
1.7 Interações de Van Der Waals: 
1.7.1 Forças dipolo-dipolo ou dipolo 
permanente-dipolo permanente: 
 Ocorre em moléculas polares 
 A parte mais negativa é atraída 
pela parte mais positiva. 
 
1.7.2 Forças dipolo induzido-dipolo induzido (também chamada de forças de dispersão 
de London): 
 Acontecem entre duas moléculas apolares. 
 Como não temos polos permanentes, as interações eletrostáticas são muito 
fracas, e os dipolos aparecem apenas momentaneamente, induzidos por 
perturbações do meio. 
 No início, temos duas moléculas apolares. Por uma perturbação, uma delas se 
polariza; por indução, a outra se polariza também e surge um dipolo 
instantâneo. 
 Essas são as interações intermoleculares mais fracas. 
1.7.3 Interações Íon-dipolo: 
 São interações entre um íon e uma molécula – e não entre duas moléculas. 
 Como os íons possuem carga, essas interações são as mais fortes entre todas as 
já citadas. É por causa dessas interações que os sais são capazes de se 
solubilizar. 
 Por exemplo, o NaCl, cloreto de sódio, em água, se dissocia, produzindo íons Cl–
 e Na+. Como eles têm carga, eles atraem os polos da molécula de água. 
 Assim, perceba que a parte positiva da molécula de Água (Hidrogênios, em 
branco) são atraídas pela carga negativa o íon de cloro. A parte negativa da 
molécula de água (Oxigênio, em vermelho), é atraída pela carga positiva do 
cátion. Esse é o processo de solvatação dos íons. 
 
 
- Resumo da intensidade das interações: