Forças intermoleculares, Disciplina de Química Geral Profa. Marcia Margarete Meier

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1 , líquidos e sólidos 1

2 Uma comparação entre líquidos e sólidos As propriedades físicas das substâncias entendidas em termos de teoria cinética molecular : Os gases são altamente compressíveis, assumem a forma e o volume do recipiente: As moléculas de gás estão separadas e não interagem muito entre si. Os líquidos são quase incompressíveis, assumem a forma, mas não o volume do recipiente: As moléculas de líquidos são mantidas mais próximas do que as moléculas de gases, mas não de maneira tão rígida de tal forma que as moléculas não possam deslizar umas sobre as outras. 2

3 Uma comparação entre líquidos e sólidos Os sólidos são incompressíveis e têm forma e volume definidos: As moléculas de sólidos estão mais próximas. As moléculas estão unidas de forma tão rígida que não conseguem deslizar facilmente umas sobre as outras. 3

4 Uma comparação entre líquidos e sólidos 4

5 Uma comparação entre líquidos e sólidos 5

6 Uma comparação entre líquidos e sólidos A conversãode um gásemum líquidoousólidorequerqueas moléculas se aproximem: resfriamento ou compressão. A conversãode um sólidoemum líquidoougásrequerqueas moléculasse distanciem: aquecimento ou redução da pressão. As forças que mantêm os sólidos e líquidos unidos são denominadas forças intermoleculares. 6

7 Uma comparação entre líquidos e sólidos Ao aquecer uma substância iônica os íons vibramdentro do retículo até que deslizemuns sobre os outros, mas sem se afastar totalmente, caracterizando uma mudança de estado f ísico. No caso dos metais, a vibração ocorre entre os cátions do retículo, fazendo com que esta vibração vença a atração entre os cátions e os elétrons que se deslocam no retículo, caracterizando a mudança de estado físico. Quando tentamos explicar a mudança de estado de uma substância molecular, nãoconseguimos fazê-lo baseados apenas nas ligações covalentes entre os átomos. Pois, embora todas as substâncias moleculares liguem seus átomos uns aos outros por ligações covalentes, existe diferença quanto as suas propriedades físicas. 7

8 A ligação covalente que mantém uma molécula unida é uma força intramolecular. A atração entre moléculas é uma força intermolecular. Forças intermoleculares são muito mais fracas do que as forças intramoleculares(porexemplo, 16 kj mol -1 versus431 kj mol -1 parao HCl). Quando uma substância funde ou entra em ebulição, forças intermoleculares são quebradas(não as ligações covalentes). 8

9 9

10 Força íon-dipolo Força dipolo-dipolo Forças de van der Waals Força dispersão de London Ligações de hidrogênio 10

11 Forças íon-dipolo A interação entre um íon e um dipolo (por exemplo, água). A mais forte de todas as forças intermoleculares. Exemplo: NaCl em água 11

12 Força íon-dipolo Força dipolo-dipolo Forças de van der Waals Força dispersão de London Ligações de hidrogênio 12

13 Forças dipolo-dipolo 13

14 Forças dipolo-dipolo As forças dipolo-dipolo existem entre moléculas polares neutras. As moléculas polares necessitam ficar muito unidas. Mais fracas do que as forças íon-dipolo. Há uma mistura de forças dipolo-dipolo atrativas e repulsivas quando as moléculas se viram. Se duas moléculas têm aproximadamente a mesma massa e o mesmo tamanho, as forças dipolo-dipolo aumentam com o aumento da polaridade. 14

15 Forças dipolo-dipolo Considerando que os PF e PE de uma substância são as temperaturas necessárias para que suas moléculas separem-se, caracterizando assim a mudança de estado físico, podemos, então, fazer a aval iação da força de atração entre as moléculas observando essas temperaturas. Maiores pontos de fusão e ebulição corresponderão a moléculas mais difíceis de separar, devido a maior força de atração intermolecular. 15

16 Força íon-dipolo Força dipolo-dipolo Forças de van der Waals Força dispersão de London Ligações de hidrogênio 16

17 Forças de dispersão de London 17

18 Forças de dispersão de London A mais fraça de todas as forças intermoleculares. É possível que duas moléculas adjacentes neutras se afetem. O núcleo de uma molécula (ou átomo) atrai os elétrons da molécula adjacente (ou átomo). Por um instante, as nuvens eletrônicas ficam distorcidas. Nesse instante, forma-se um dipolo (denominado dipolo instantâneo). 18

19 Forças de dispersão de London Um dipolo instantâneo pode induzir outro dipolo instantâneo em uma molécula (ou átomo) adjacente. As forças entre dipolos instantâneos são chamadas forças de dispersão de London. 19

20 Forças de dispersão de London Polarizabilidade é a facilidade com que a distribuição de cargas em uma molécula pode ser distorcida por um campo elétrico externo. Quanto maior é a molécula (quanto maior o número de elétrons) mais polarizável ela é. As forças de dispersão de London aumentam à medida que a massa molecular aumenta. Existem forças de dispersão de London entre todas as moléculas. As forças de dispersão de London dependem da forma da molécula. 20

21 Forças de dispersão de London Quanto maior for a área de superfície disponível para contato, maiores são as forças de dispersão. As forças de dispersão de London entre moléculas esféricas são menores do que entre as moléculas com formato de lingüiça. 21

22 Forças de dispersão de London 22

23 Força íon-dipolo Força dipolo-dipolo Forças de van der Waals Força dispersão de London Ligações de hidrogênio 23

24 24

25 Ligação de hidrogênio 25

26 Ligação de hidrogênio Caso especial de forças dipolo-dipolo. A partir de experimentos: os pontos de ebulição de compostos com ligações H-F, H-O e H-N são anomalamente altos. Forças intermoleculares são anomalamente fortes. 26

27 Ligação de hidrogênio A ligação de H necessita do H ligado a um elemento eletronegativo (mais importante para compostos de F, O e N). Os elétrons na H-X (X = elemento eletronegativo) encontram-se muito mais próximos do X do que do H. O H tem apenas um elétron, dessa forma, na ligação H-X, o H δ+ apresenta um próton quase descoberto. Conseqüentemente, as ligações de H são fortes. 27

28 Ligação de hidrogênio 28

29 Nos sólidos as moléculas estão mais próximas quando comparado aos líquidos! Mas, então por que o gelo bóia sobre a água líquida? 29

30 Ligação de hidrogênio 30

31 Ligação de hidrogênio As ligações de hidrogênio são responsáveis pela: Flutuação do gelo As moléculasnossólidossãonormalmentemaisunidasdo que nos líquidos; Portanto, os sólidos são mais densos do que os líquidos. O geloé ordenadocom umaestruturaabertaparaotimizara ligação H. Conseqüentemente, o geloé menosdensodo quea água. Na água, o comprimentodaligaçaoh-o é 1,0 Å. O comprimentodaligaçãode hidrogênioo H é 1,8 Å. O gelo tem águas ordenadas em um hexágono regular aberto. Cada δ+ H apontano sentidode um par solitáriono O. 31

32 32

33 Ligações nos sólidos Existem quatro tipos de sólidos: Moleculares (formados a partir de moléculas) normalmente macios, com pontos de ebulição baixos e condutividade ruim. Rede covalente (formada de átomos) muito duros, com pontos de fusão muito altos e condutividade ruim. Iônicos (formados de íons) duros, quebradiços, com pontos de ebulição altos e condutividade ruim. Metálicos (formados a partir de átomos de metais) macios ou duros, pontos de ebulição altos, boa condutividade, maleáveis e dúcteis. 33

34 Ligações nos sólidos 34

35 Ligações nos sólidos Sólidos moleculares Forças intermoleculares: dipolo-dipolo, dispersão de London e ligações de H. Forças intermoleculares fracas dão origem a baixos pontos de fusão. Gases e líquidos à temperatura ambiente normalmente formam sólidos moleculares em baixa temperatura. O empacotamento denso de moléculas é importante (já que elas não são esferas regulares). 35

36 Ligações nos sólidos Sólidos covalentes Forças intermoleculares: dipolo-dipolo, dispersão de London e ligações de H. Átomos mantidos unidos em redes grandes. Exemplos: diamante, grafite, quartzo (SiO 2 ), silicone carbide (SiC) e nitrito de boro (BN). No diamante: Cada átomo de C tem um número de coordenação igual a 4; cada átomo de C é tetraédrico, há um arranjo tridimensional de átomos. O diamante é duro e tem um alto ponto de fusão (3550 C). 36

37 Ligações nos sólidos Sólidos covalentes 37

38 Ligações nos sólidos Sólidos covalentes No grafite cada átomo de C é ordenado em um anel hexagonal plano; camadas de anéis interconectados são sobrepostas; a distância entre os átomos de C é próxima à do benzeno (1,42 Å versus1,395 Å no benzeno); a distância entre as camadas é grande (3,41 Å); Os elétrons movimentam-se em orbitais deslocalizados (bom condutor). 38

39 Ligações nos sólidos Sólidos iônicos Íons(esféricos) mantidos unidos por forças eletrostáticas de atração. Há algumas classificações simples para tipos de rede iônica. 39

40 Ligações nos sólidos Sólidos iônicos 40

41 Ligações nos sólidos Sólidos metálicos Os sólidos metálicos têm átomos metálicos com arranjos em edh(denso hexagonal), cfc (cúbico de face centrada) ou ccc(cúbico de corpo centrado). O númerode coordenaçãoparacadaátomoé 8 ou12. Problema: a ligaçãoé forte demaisparaa dispersãode London e não há elétrons suficientes para ligações covalentes. Solução: osnúcleosde metal flutuamemum mar de elétrons. 41

42 Ligações nos sólidos 42

- LIGAÇÕES IÔNICAS: Na (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) + Cl (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ) Na + (1s 2 2s 2 2p 6 ) + Cl - (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 )

- LIGAÇÕES IÔNICAS: Na (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) + Cl (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ) Na + (1s 2 2s 2 2p 6 ) + Cl - (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ) - LIGAÇÕES IÔNICAS: A ligação iônica é a ligação química formada pela atração eletrostática entre íons positivos e íons negativos. A ligação se dá entre dois átomos quando um elétron, ou mais um, se transfere

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