Forças intermoleculares. Formação de fases condensadas Forças íon-dipolo Forças dipolo-dipolo Forças de London Ligação de hidrogênio

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Mônica Stachinski Sacramento
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1 Forças intermoleculares Formação de fases condensadas Forças íon-dipolo Forças dipolo-dipolo Forças de London Ligação de hidrogênio

2 Estado gasoso O estado da matéria mais simples é o gás. Descrevemos esse estado da matéria de maneira ideal com a Lei dos gases ideais. PV=nRT Vimos que uma correção para o modelo é a lei de van der Walls que considera, além das hipóteses do modelo cinético, um volume para as moléculas do gás e as interações entre elas.

3 Estado gasoso Ao levar em conta a lei proposta por van der Walls, temos que considerar que haja atração e repulsão das moléculas. A origem das forças de atração e repulsão é a interação eletromagnética. E vamos ver que há uma forte relação do tipo de interação com as propriedades dos materiais.

4 Estado da matéria Uma das consequências é a dependência do estado físico de uma substância com a temperatura e a pressão.

5 Formação de fases condensadas As forças intermoleculares são responsáveis pela existência das várias fases da matéria. As fases da matéria incluem três estados físicos comuns, sólido, líquido e gasoso. Muitas substâncias tem mais de uma fase sólida. Uma fase condensada significa uma fase sólida ou líquida.

6 Livre caminho médio Vimos que para os gases havia um parâmetro que considerava o quanto uma molécula pode seguir em linha reta sem colidir com outra. Esse parâmetro é o livre caminho médio e dependia da temperatura. Quanto menor a temperatura, menor é o livre caminho médio.

7 Colisão entre moléculas Para livre caminho médio pequeno há frequente colisões. Quando moléculas, átomos ou íons aproximam-se uns dos outros, dois fenômenos podem ocorrer: (i) eles podem reagir ou (ii) eles podem interagir. Uma reação química por definição requer que ligações químicas sejam quebradas e/ou formadas. Uma interação química significa que as moléculas se atraem ou se repelem entre si, sem que ocorra a quebra ou formação de novas ligações químicas.

8 Energias envolvidas As energias envolvidas no processo de reação variam entre 200 e 400 kj/mol. As energias envolvidas em tais tipos de interações são muito menores que aquelas envolvidas em processos reativos, variando usualmente entre 2 a 40 kj/mol.

9 Transição de fase A temperatura na qual um gás se condensa para formar uma fase condensada depende da pressão e da intensidade das forças atrativas intermoleculares.

10 Interações intermoleculares As interações intermoleculares surgem devido às forças intermoleculares, que são essencialmente de natureza elétrica.

11 Interações iônicas São interações eletrostáticas fortes que ocorrem entre cátions e ânions. Como exemplo podemos citar : [Na] + Cl - (cloreto de sódio) [CH 3 CO 2 ] - Na + (acetato de sódio) [CH 3 NH 3 ] + Cl - (cloreto de metil amônio)

Interações iônicas A contribuição eletrostática para a energia intermolecular na interação iônica varia com o inverso da distância de separação

12 Interações iônicas A contribuição eletrostática para a energia intermolecular na interação iônica varia com o inverso da distância de separação intermolecular, 1/r. E tem energia típica de E íon-íon =250kJ/mol. As forças eletrostáticas conferem aos sólidos características como alto ponto de fusão e ebulição.

Interações dipolo-dipolo Em uma molécula composta de átomos com diferentes eletronegatividades, os átomos com menor eletronegatividade ficam com cargas parciais positivas, e os átomos

13 Interações dipolo-dipolo Em uma molécula composta de átomos com diferentes eletronegatividades, os átomos com menor eletronegatividade ficam com cargas parciais positivas, e os átomos com maior eletronegatividade ficam com cargas parciais negativas. O resultado disto é que ocorre então uma polarização das ligações que refletirá na maneira como a molécula irá interagir.

14 Interações dipolo-dipolo Para ilustrar este conceito, considere a molécula de acetona. A ligação C=O terá uma carga parcial negativa (δ ) no oxigênio e uma carga parcial positiva no carbono (δ+). A representação do dipolo elétrico é mostrada como uma seta. A ponta da seta é voltada para o lado negativo do dipolo.

15 Interações dipolo-dipolo A energia de interação dipolo-dipolo tem energia típica de E dip-dip = 2 kj/mol. As moléculas que possuam maior momento de dipolo elétrico interagem mais fortemente, portanto, possui um maior ponto de ebulição.

$Interações de dispersão Quando compostos apolares interagem, o contato de uma molécula com a outra faz com que apareça uma força atrativa muito fraca que pode ser vista como uma$

16 Interações de dispersão Quando compostos apolares interagem, o contato de uma molécula com a outra faz com que apareça uma força atrativa muito fraca que pode ser vista como uma interação dipolo induzido-dipolo induzido. Uma molécula perturba a densidade eletrônica da outra, fazendo aparecer dipolos momentâneos que se orientam e originam esta interação fraca.

$Interações de dispersão Trata-se de uma interação muito fraca, que varia com o inverso$

17 Interações de dispersão Trata-se de uma interação muito fraca, que varia com o inverso da sexta potência da separação intermolecular. Tem energia típica de E disp = 2kJ/mol.

18 Interações de dispersão No caso de hidrocarbonetos, apresenta um efeito cumulativo e varia proporcionalmente com o número de contatos moleculares presentes na molécula. Isso explica o comportamento linear da temperatura de ebulição para compostos orgânicos semelhantes.

Ligação de hidrogênio Os pontos de ebulição da maior parte dos hidretos moleculares dos elementos do bloco p mostram um aumento suave com a massa molar

19 Ligação de hidrogênio Os pontos de ebulição da maior parte dos hidretos moleculares dos elementos do bloco p mostram um aumento suave com a massa molar em cada grupo, muito devido ao aumento da interação de dipolo. Entretanto, três compostos têm comportamento anormal devido a um tipo de interação diferente.

Ligação de hidrogênio Um átomo aceptor (A), que possua um par de elétrons não ligado, pode interagir favoravelmente com um átomo doador (D) que carrega um H.

20 Ligação de hidrogênio Um átomo aceptor (A), que possua um par de elétrons não ligado, pode interagir favoravelmente com um átomo doador (D) que carrega um H. Se o átomo de hidrogênio está ligado a um átomo muito eletronegativo, o hidrogênio fica com uma carga parcial bastante positiva, e o outro átomo (D) fica com carga parcial negativa.

21 Ligação de hidrogênio A combinação de alta polaridade da ligação H-D e o contato muito próximo resulta em uma interação particularmente forte. E diferente das interações dipolo-dipolo convencionais, e recebe o nome especial de ligação de hidrogênio.

22 Ligação de hidrogênio A energia dessa ligação é de E = 20kJ/mol. As ligações de hidrogênio têm papel vital na manutenção da forma das moléculas biológicas. A forma das proteínas se dão por ligações de hidrogênio e a quebra promove a desorganização e a proteína perde sua função.

23 Considerações das interações As forças intermoleculares aumentam da seguinte forma: dispersão < dipolo-dipolo < ligações de H À medida que a magnitude das forças intermoleculares aumenta, fica mais difícil de afastarmos uma molécula da outra. Portanto, podemos esperar que o ponto de fusão, por exemplo, seja maior para aquelas substâncias que possuam interações intermoleculares mais fortes.

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