Fundamentos de Química 2ª parte

Fundamentos de Química 2ª parte

Densidade electrónica na molécula de 2

Densidade electrónica na molécula de F

Ligação covalente polar ou ligação polar ligação covalente com maior densidade electrónica na vizinhança de um dos átomos. região pobre em electrões região rica em electrões e pobre e rica F F δ + δ

Electronegatividade Aumento da electronegatividade Aumento da electronegatividade

Variação da electronegatividade com o número atómico

Classificação das Ligações pela Diferença na Electronegatividade Diferença Tipo de Ligação 0 Covalente 2 Iónico 0 < e < 2 Covalente polar Aumento da diferença na electronegatividade Covalente partilha e Covalente polar transferência parcial de e Iónica transferência e

Classifique as seguintes ligações como iónicas, covalentes polares ou covalente: a ligação em CsCl; a ligação em 2 S e a ligação NN em 2 NN 2. Cs 0,7 Cl 3,0 3,0 0,7 = 2,3 Iónica 2,1 S 2,5 2,5 2,1 = 0,4 Covalente polar N 3,0 N 3,0 3,0 3,0 = 0 Covalente

Ligações covalentes e iónicas Ligações iónicas Carácter iónico Ligações covalentes Diferença de electronegatividades

Momentos Dipolares e Moléculas Polares região pobre em electrões região rica em electrões F Momento dipolar: μ = Q r δ+ δ Q = carga r = distância entre cargas 1 D (debye) = 3,36 10 30 C m

Momentos Dipolares Momento dipolar de 1.46 D Momento dipolar de 0.24 D

Estados da Matéria Temperatura

Temperaturas de ebulição Período da Tabela Periódica Temperatura de ebulição / ºC

Forças Intermoleculares Sólido Líquido Gás Forma definida Forma do recipiente Forma do recipiente Volume definido Volume definido Volume do recipiente Densidade elevada Densidade elevada Densidade baixa Incompressível Levemente compressível Muito compressível de van der Waals Forças Intermoleculares repulsivas pontes de hidrogénio

Forças Intermoleculares Forças intermoleculares forças atractivas entre moléculas. Forças intramoleculares forças que mantêm os átomos unidos numa molécula. Intermolecular vs. Intramolecular 41 kj para vaporizar 1 mole of água (inter). 930 kj para quebrar todas as ligações em 1 mole of água (intra). Geralmente, as forças inter-moleculares são muito mais fracas do que as forças intramoleculares

Forças Intermoleculares r F 0 r F = 0

Forças de van der Waals Forças de Keesom (dipolo permanente-dipolo permanente) Forças de Debye (dipolo permanente-dipolo induzido) Forças de London (dipolo instantâneo-dipolo induzido)

Forças Intermoleculares Forças dipolo-dipolo forças atractivas entre moléculas. rientação das moléculas polares num sólido

Forças Intermoleculares Forças ião-dipolo forças atractivas entre um ião e uma molécula polar. Interacção ião-dipolo

Forças Intermoleculares Forças de dispersão forças atractivas que surgem como resultado de dipolos temporários induzidos nos átomos ou nas moléculas. Catião Dipolo induzido Interacção ião-dipolo induzido Dipolo Dipolo induzido Interacção dipolo-dipolo induzida

Forças de Keesom (dipolo permanente-dipolo permanente) - + - + r 2 4πε0r Forças de Debye (dipolo permanente-dipolo induzido) f = q + q μ - momento dipolar E K = k' μ KT 4 - - + - + - + Forças de London (dipolo instantâneo-dipolo induzido) + α - polarizabilidade - + - + - + E E D L = = Dαμ r LE r 6 I 6 2 α

Forças de dispersão Polarizabilidade é a facilidade com que a distribuição electrónica do átomo (ou molécula) pode ser distorcida. A polarizabilidade aumenta: com o aumento do número de electrões; quanto mais difusa for a nuvem electrónica. As forças de dispersão aumentam geralmente com a massa molar.

Forças de van der Waals Gases raros T f /ºC T eb /ºC T f /ºC e -269-269 CF 4 CCl 4 CBr 4 CI 4-150 -23 90 171 gás líquido sólidos Ne Ar Kr Xe -249-189 -157-112 -246-186 -152-108

Forças de van der Waals (kj mol -1 ) μ μ α E K E D E L E Total (10-30 C m) (D) (10-18 cm 3 ) Ar - - 1.62 - - 8.49 8.49 C 0.4 0.12 1.99 <10-3 <10-2 8.74 8.74 Cl 3.4 1.03 2.63 3.31 1.0 16.8 21.1 Br 2.6 0.79 3.58 0.69 0.5 21.9 23.1 I 1.3 0.38 5.40 0.025 0.1 25.9 26.0 N 3 2 5.0 6.1 1.50 1.85 2.21 1.48 13.3 36.4 1.55 1.84 14.7 9.0 29.6 47.3

Forças de van der Waals Metano C 4 T f / ºC -183 T eb / ºC -161 Gases Etano Propano C 2 6 C 3 8-172 -157-88 -42 Butano C 4 10-135 -0.6 Pentano C 5 12-130 36 exano C 6 14-94 69 Líquidos eptano ctano C 7 16 C 8 18-91 -56 98 126 Nonano C 9 20-54 151 Decano C 10 22-30 174

Pontes de hidrogénio N F com Álcool etílico C 3 C 2 T eb / ºC MM / g mol -1 μ / D α / m 3 79 46 1.72 5.2x10-18 Óxido de etileno C 2 C 2 11 44 1.92 5.2x10-18 Álcool metílico C 3 T eb / ºC MM / g mol -1 μ / D α / m 3 65 32 1.72 3.0x10-18 Fluoreto de metilo C 3 F -78 34 1.83 3.8x10-18

Por que razão a ligação de hidrogénio é considerada uma interacção dipolo-dipolo «especial»? Aumento da massa molar Diminuição do ponto de fusão

Pontes de hidrogénio

Forças Intermoleculares Forças de pontes de hidrogénio Gelo flutua na água Benzeno sólido não flutua em benzeno

Estrutura 3-D do gelo A água é uma substância única! Densidade máxima 4 0 C gelo é menos denso que a água

Forças de pontes de hidrogénio Densidade do gelo é menor que a densidade da água gelada

Forças de pontes de hidrogénio DNA adenina timina citosina guanina

Sólidos Amorfos Cristalinos Sólidos Sólidos iónicos Sólidos de rede Sólidos moleculares Sólidos metálicos interacções electrostáticas ligações covalentes forças de vdw, pontes de hidrogénio ligações metálicas

Sólidos iónicos Sólidos moleculares NaCl Sólidos de rede 2 F Sólidos metálicos C - diamante Si 2

Condutividade eléctrica isolante Resistência eléctrica semicondutor supercondutor condutor metálico Temperatura

Teoria de bandas

Semicondutores de Si dopados Si dopado com P Si dopado com B Semicondutor tipo n Semicondutor tipo p