FORÇAS INTERMOLECULARES

Tamanho: px

Começar a partir da página:

Download "FORÇAS INTERMOLECULARES"

Ricardo Mota Aranha
7 Há anos
Visualizações:

1 FORÇAS INTERMOLECULARES São as forças que mantêm os sólidos e líquidos unidos. A ligação covalente que mantém uma molécula unida é uma força intramolecular. A atração entre moléculas é uma força intermolecular. Quando uma substância funde ou entra em ebulição, forças intermoleculares são quebradas (não as ligações covalentes).

$Forças intermoleculares são muito mais fracas do que as forças intramoleculares$

2 Forças intermoleculares são muito mais fracas do que as forças intramoleculares (por exemplo, 16 kj mol -1 versus 431 kj mol -1 para o HCl). 431 kj/mol 16 kj/mol

3 PROPRIEDADES FÍSICAS DAS SUBSTÂNCIAS GASES As moléculas de gás estão separadas e não interagem muito entre si. LÍQUIDOS As moléculas de líquidos são mantidas mais próximas do que as moléculas de gases, mas não de maneira tão rígida. SÓLIDOS As moléculas de sólidos estão mais próximas e estão unidas de forma muito rígida.

4 Partículas: Átomos (Ar, Ne), Moléculas (H 2 O, N 2 ), Íons (NaCl)

5 A conversão de um gás em um líquido ou sólido requer que as moléculas se aproximem: resfriamento ou compressão. A conversão de um sólido em um líquido ou gás requer que as moléculas se distanciem: aquecimento ou redução da pressão. As forças que mantêm os sólidos e líquidos unidos são denominadas forças intermoleculares.

6 INTERAÇÕES ENTRE ESPÉCIES QUÍMICAS ESPÉCIE QUÍMICA INTERAÇÃO INTENSIDADE átomos L.C. muito forte íons L.I. muito forte Íon-Molécula polar Íon-dipolo forte Molécula polar- Dipolo-dipolo média Molécula polar Moléculas Ligação de hidrogênio média Todas Forças de Van der Waals fraca

7 Forças íon-dipolo Interação entre um íon e um dipolo (molécula polar). Importantes em solução de compostos iônicos em solventes polares. Ex. NaCl + H 2 O Na + (aq) + Cl - (aq) A mais forte de todas as forças intermoleculares.

9 Íon-Dipolo Induzido Interação entre íons e moléculas apolares. Íon pode induzir um dipolo em uma molécula e posteriormente estabelecer uma atração com o dipolo induzido. Ex. I - + I 2 I 3 -

10 Forças dipolo-dipolo Resultam da atração entre dipolos permanentes (moléculas polares). Ex. CHCl 3, SO 2 Dipolos tendem a orientar-se de modo a maximizar as interações eletrostáticas. Moléculas polares: PF e PE mais elevados que os das substâncias não polares (com MM equivalente). Forças dipolo-dipolo aumentam com o aumento da polaridade (para moléculas com massa e tamanho próximos). Há uma mistura de forças dipolo-dipolo atrativas e repulsivas quando as moléculas se viram.

14 Dipolo-Dipolo Induzido Moléculas muito polares podem induzir dipolos em moléculas apolares formando ligações muito fracas. H 2 O O 2

15 Forças de Van der Waals Forças de dispersão de London A mais fraça de todas as forças intermoleculares. Normalmente com gases. Importantes apenas quando são as únicas presentes: moléculas que não tem dipolo permanente ou gases nobres. Ex. Coesão entre moléculas de CO 2 em CO 2 (s) Coesão entre moléculas de CH 4 em CH 4 (s)

16 Resultam da interação entre dipolos instantâneos e dipolos induzidos. 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). Um dipolo instantâneo pode induzir outro dipolo instantâneo em uma molécula (ou átomo) adjacente.

18 As forças de dispersão de London aumentam à medida que a massa molecular aumenta. Existem forças de dispersão de London entre todas as moléculas.

19 São forças fracas. Evidência: baixos PE de gases nobres. Ex. He = 269 o C; Ne = 246 o C; Ar = 186 o C Liquefação e solidificação de substâncias apolares são muito mais difíceis do que de substâncias polares. Ex. HCl (polar) liquefação a 83 o C F 2 (apolar) liquefação a 187 o C

22 Ligação de hidrogênio Caso especial de forças dipolo-dipolo Tipo de ligação química em que o hidrogênio é atraído simultaneamente por dois átomos muito eletronegativos, atuando como uma ponte entre ambos. Ex. (HF) n Ocorrência: átomos fortemente eletronegativos (F, O, N).

24 Ligação de Hidrogênio em compostos inorgânicos Explica PF e PE anormalmente elevados da H 2 O, HF e NH 3 em relação aos demais hidretos.

26 As ligações de hidrogênio são responsáveis pela flutuação do gelo Os sólidos são normalmente mais unidos do que os líquidos e, portanto, são mais densos. O gelo é ordenado com uma estrutura aberta para otimizar a ligação H. Conseqüentemente, o gelo é menos denso do que a água. Na água, o comprimento da ligaçao H-O é 1,0 Å. O comprimento da ligação de hidrogênio O H é 1,8 Å. O gelo tem águas ordenadas em um hexágono regular aberto. Cada δ + H aponta no sentido de um par solitário no O.

28 Ligação de Hidrogênio em compostos orgânicos Ex. álcoois, ácidos carboxílicos, aminas, amidas, aminoácidos. Intramoleculares e Intermoleculares.

29 O N O O N O HO OH OH O N O o-nitrofenol PF=45 o C p-nitrofenol PF = 113 o C

30 DNA: interação entre os pares de bases nitrogenadas. O H NH CH 2 NH N N N H TIMINA O N H ADENINA

33 LIGAÇÕES METÁLICAS Os sólidos metálicos têm átomos metálicos. No estado sólido os metais se agrupam de forma geometricamente ordenada dando origem a células, grades ou retículos cristalinos. Cada retículo é formado por milhões de átomos.

34 CARACTERÍSTICAS COMUNS AOS ÁTOMOS DE ELEMENTOS METÁLICOS 1) EI pequena: átomos têm pouca atração por seus elétrons de valência e pouca afinidade por elétrons adicionais. Ligação de um átomo metálico a outro não conduz a significativa diminuição de energia. Átomos de elementos metálicos formam ligações fracas por pares eletrônicos uns com os outros. Energia de Dissociação (KJ.mol -1 ) Li Na 2 73 Zn 2 24

35 2) número de elétrons de valência menor do que o número de orbitais de valência. Estabilidade maior pode ser alcançada quando os elétrons de valência de um átomo se movimentam sob a influência de vários núcleos.

36 Em geral, todos os orbitais de valência dos átomos livres são convertidos em um grupo de orbitais multicêntricos no cristal metálico. Metais: exemplos extremos de ligações multicêntricas ou não-localizadas. Em resumo: metal é um aglomerado de átomos mergulhados numa nuvem de elétrons livres (deslocalizados) que manterá os átomos unidos. Os metais são bons condutores de eletricidade porque os elétrons estão deslocalizados.

39 EXERCÍCIOS 1) Identifique as forças intermoleculares presentes nas seguintes substâncias e selecione a substância com maior PE. CH 3 CH 3, CH 3 OH, CH 3 CH 2 OH 2) Coloque as substâncias BaCl 2, H 2, CO, HF e Ne em ordem crescente de ponto de ebulição.

40 3) Álcool etílico (CH 3 CH 2 OH) e éter dimetílico (CH 3 OCH 3 ) têm a mesma fórmula molecular e seus momentos dipolares são semelhantes. Entretanto, seus pontos de fusão e ebulição são bastante diferentes: espécie Ponto de Ponto de fusão/ o C ebulição/ o C CH 3 CH 2 OH ,5 CH 3 OCH Com base nas interações intermoleculares existentes explique as diferenças entre os pontos de fusão e de ebulição dessas substâncias.

41 BIBLIOGRAFIA Barros, H. L.C. Química Inorgânica Uma Introdução, Editora UFMG, Brown, T. L.; LeMay Jr., H. E.; Bursten, B. E.; Burdge, J. R. Química A Ciência Central, 9ª Ed., Pearson Education Inc

Documentos relacionados

A Ciência Central. David P. White

A Ciência Central. David P. White QUÍMICA A Ciência Central 9ª Edição Capítulo 11 Forças intermoleculares, líquidos e sólidos David P. White Uma comparação entre líquidos e sólidos As propriedades físicas das substâncias entendidas em