inorganica1 (1)

Química

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ESTÁCIO

Julia Morais

17/10/2021

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lab interações intermoleculares-2013.pdf

UNIFIEO - Química Inorgânica II - Química – 3
o
Semestre
Prof: Maria de Fátima Paredes de Oliveira
Experiência 1: Forças Intermoleculares

Objetivo
Correlacionar as estruturas moleculares das substâncias e suas interações
intermoleculares a partir da avaliação de suas solubilidades em diferentes classes de solventes.

Introdução
Além da ação das ligações covalentes, que permitem a união de átomos para a formação
de moléculas, existem as chamadas forças intermoleculares que, como o nome sugere, atuam
entre as moléculas.
As forças intermoleculares são de natureza eletrostática e, em geral, de magnitude muito
inferior àquela das ligações químicas (quadro abaixo). São elas as responsáveis pela existência
do estado líquido e sólido das substâncias moleculares e, portanto, responsáveis pelas diferentes
temperaturas de fusão e ebulição conforme suas magnitude.
Ligação Força Magnitude (kJ/mol)
Química
covalente
iônica
100-1000
100-1000
Intermolecular
íon-dipolo
dipolo-dipolo
Dispersão de London
ligação de H
1-70
0.1-10
0.1-2
10-40
As forças intermoleculares têm uma grande dependência das diferenças de
eletronegatividade (polaridades) dentro das estruturas moleculares, e portanto da própria
geometria molecular.
A solubilidade, capacidade de um sólido se dissolver em um determinado solvente, ou de
dois ou mais solventes se misturarem (miscibilidade), é uma das propriedades físicas das
substâncias que é grandemente influenciada pelas forças intermoleculares. Assim, o fato do
açúcar se dissolver com facilidade em água se deve à formação de inúmeras ligações de
hidrogênio entre a molécula da sacarose e a molécula de água. De forma semelhante ocorre a
interação entre NaCl e água, interação íon-dipolo, que permite a solubilidade deste sal em água.
Alguns fenômenos curiosos e outros vitais, da natureza, se explicam pelas forças
intermoleculares. É assim para o pareamento das cadeias do DNA, por meio da interação entre
as bases nitrogenadas (adenina - A, guanina – G, citosina - C, timina - T) formando a dupla
hélice, que carrega e replica o código da vida.
Já por outro lado, o fato de duas substâncias não se misturarem, ou não se solubilizarem,
indica ausência de interações entre elas como por exemplo, um sistema água (polar) e óleo
(apolar).

Dupla hélice do DNA e o pareamento das bases nitrogenadas
(A, T, C e G) por meio de ligações de hidrogênio.

Procedimento
a) Coloque uma ponta de espátula de iodeto de potássio (KI) em um tubo de ensaio seco.
Adicione 40 gotas de água destilada e agite. Repita o procedimento, em dois outros tubos de
ensaio, utilizando álcool etílico (C2H5OH) e cicloexano (C6H12) como solventes. Compare
atentamente cada tubo e anote as suas observações.

b) Coloque dois ou três cristais de iodo (I2) em um tubo de ensaio seco. Adicione 20 gotas de
água destilada no tubo de ensaio. Agite e observe. Repita o procedimento, em dois outros
tubos de ensaio, utilizando álcool etílico e cicloexano como solventes. Compare atentamente
cada tubo e anote as suas observações.
Divida a solução de iodo e água em dois tubos de ensaio:
- no primeiro adicione alguns cristais e iodeto de potássio. Agite e observe.
- no segundo adicione 80 gotas de CCl4. Agite e observe.

c) Em três tubos de ensaio secos prepare as três misturas a seguir: água e álcool, água e
cicloexano, álcool e cicloexano. Utilize 40 gotas de cada solvente para preparar as misturas.
Agite as misturas, observe e anote.

d) Coloque cerca de 50 mL, de gasolina em uma proveta de 250 mL. Anote o volume.
Acrescente cerca de 50 mL de água e observe. Agite a mistura vigorosamente e deixe em
repouso cerca de 1 minuto. Anote o novo volume correspondente à fração da gasolina.

e) Coloque cerca de 50 mL, de água em uma proveta de 250 mL. Anote o volume. Acrescente,
lentamente, cerca de 50 mL de álcool, observe. Agite a mistura vigorosamente e deixe em
repouso cerca de 1 minuto. Anote o novo volume.

f) Demonstração: observe a demonstração e explique.

Relatório:

Responda as questões, justificando suas respostas a partir de suas observações
experimentais e conhecimentos teóricos
1- Explique o que são forças intermoleculares?
2- Explique o que são forças de Van der waals?
3- Explique o que são forças de London?
4- Compare a solubilidade do iodeto de potássio nos três solventes utilizados. Analise o
tipo de ligação existente em cada uma das substâncias envolvidas e correlacione com
as suas observações.
5- Entre os solventes utilizados quais são miscíveis entre si? Por que?
6- Compare a solubilidade do iodo nos solventes utilizados. Analise o tipo de ligação
existente em cada uma das substâncias envolvidas e correlacione com as suas
observações.
7- Com base no que foi observado qual é a hipótese que explica, da melhor maneira,
porque os detergentes podem ser utilizados para dissolver gorduras e graxas se eles
são solúveis em água?
8- Atualmente, no Brasil, a gasolina comercializada é uma mistura de gasolina e álcool
etílico. O que ocorre ao misturarmos água à gasolina comercial? É possível estimar
quanto álcool foi misturado a essa gasolina?
9- Relate o que ocorreu no experimento d e procure justificar. Com base nas suas
observações calcule a quantidade de etanol na amostra de gasolina fornecida.
10- Descreva o ocorrido no ensaio e e procure justificar o ocorrido.

Referências Bibliográficas.
1- http://www.quimica.matrix.com.br/artigos/tematico/fscqmc.html
2- Rozenberg, I. M., Química Geral, (Capítulo 13) 1ª ed., São Paulo: I.M.T. – Edgard Blücher, 2002.
676p.
material de apoio-teoria do forças intermoleculares.pdf
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FORÇAS INTERMOLECULARES
Envolvem interações entre íons e moléculas polares, entre moléculas polares e entre
moléculas apolares com dipolos elétricos induzidos. Todos estes tipos de forças surgem devido a
atrações eletrostáticas, isto é, a atrações entre cargas positivas e negativas.
Forças intermoleculares entre moléculas não são tão fortes quanto as forças de ligação
intramolecular (ligação química).
As forças intermoleculares (excetuando-se aquelas que envolvem íons são
conhecidas, de modo geral, como forças de Van der Waals.

1- Interações entre íons e moléculas com dipolo permanente
A distribuição de elétrons de uma ligação numa molécula freqüentemente resulta nudipolo
permanente. As moléculas que apresentam dipolo têm terminações positiva e negativa.
Se uma molécula polar e um composto iônico forem misturados, a terminação negativa do
dipolo será atraída por um cátion positivo, e semelhantemente, a terminação positiva será atraída
por um ânion.
A força envolvida é menor que a atração íon-ion mas é a mais forte das forças
intermoleculares.
Exemplo: formação de íons hidratados em solução aquosa

a) Molécula polar da água b) Molécula polar água
atraída por um ânion. atraída por um cátion.

2- Interações entre moléculas com dipolos permanentes
Quando uma molécula polar encontra outra molécula polar, da mesma espécie ou espécie
diferente, pode haver interação entre elas: a extremidade positiva de uma delas é atraída pela
extremidade negativa da outra. Como muitas moléculas têm dipolos, a interação dipolo-dipolo
pode ter efeitos importantes na propriedades das substâncias.
Exemplo: Interação entre moléculas de BrCl

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O ponto de ebulição de um líquido também está relacionado com as forças intermoleculares
de atração. Quando se eleva a temperatura de uma determinada substância, a energia cinética
das moléculas desta substância aumenta. Eventualmente, quando o ponto de ebulição é
alcançado as moléculas possuem energia cinética suficiente para vencer as forças de atração
das moléculas vizinhas. Quanto mais fortes as forças de atração, mais elevado o ponto de
ebulição.
Por isso compostos polares de mesma massa molar que compostos apolares tem ponto de
ebulição maior.

Tabela: Massas molares e pontos de ebulição de substâncias polares e apolares
Apolar PE
MM (g/mol) (oC)
Polar PE
MM (g/mol) (oC)
N2 28 -196
SiH4 32 -112
GeH4 77 -90
Br2 160 59
CO 28 -192
PH3 34 -88
AsH3 78 -62
ICl 162 97

Solubilidade: moléculas polares tem mais probabilidade de se dissolverem
em solvente polares, e as apolares em solventes apolares
H2O/etanol polar/polar (dissolve)
H2O/gasolina polar/apolar (não dissolve)
As forças de interação água/álcool são fortes de modo liberada devido a essa interação é
suficiente para suprir a energia necessária para a separação das moléculas de água. Ao contrário,
as atrações água-hidrocarboneto são tão fracas que não podem superar as fortes forças de atração
água-água.

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3- Ligação de hidrogênio ou ponte de hidrogênio

O fluoreto de hidrogênio e muitos outros compostos com ligações de O-H e
N-H tem propriedades excepcionas. Isto pode ser visto verificando-se os pontes de ebulição para
os compostos formados entre o hidrogênio e elementos dos grupos 4A até 7A.
Normalmente os pontos de ebulição aumentam com a massa molar.Essa tendência pode
ser vista nos pontos de ebulição de compostos formados entre hidrogênio e os elementos do grupo
IVA, VA, VIA e VIIA.

No caso do NH3, HF e H2O os pontos de ebulição são muito maiores do que aqueles
esperados com base na massa molecular.
Como a temperatura que um substância entra me ebulição depende das forças atrativas
entre as moléculas, os pontos de ebulição de H2O, HF e NH3 indica a existência de forças
intermoleculares muito fortes.
Os pontos de ebulição altos são devidos à ligação de hidrogênio, um tipo especial de
interação dipolo-dipolo envolvendo ligações polares H-X.

O dipolo de uma ligação surge devido a diferença de eletronegatividade entre átomos que
participam da ligação.
As maiores eletronegatividades dos elementos são os N (3,0), O (3,5) e F (4,0), enquanto a
eletronegatividade do H é muito menor (2,1). A diferença significa que al ligações N-H, O-H e F-H
são muito polares.
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Na ligação de hidrogênio, existe uma excepcional atração forte entre um átomo
eletronegativo que tem um par isolado de elétrons (um átomo de N, O ou F em outra molécula ou
na mesma molécula) , e o átomo de hidrogênio da ligação N-H, O-H ou F-H.

a) Etanol: ligação de hidrogênio e b) Dimetiléter: forças dipolo-dipolo
forças dipolo-dipolo: PE = 78,29 oC PE = -24,8 oC

a) água líquida b) água sólida

4- Forças de dispersão: Interações dipolos induzidos

Interações entre moléculas Apolares: força dipolo – dipolo induzido
Interações entre moléculas Apolares: força dipolo induzido-dipolo induzido

Dipolo Induzido: substâncias apolares podem ter dipolo. O processo de indução de um
dipolo é a polarização, e grau em que a nuvem eletrônica de uma átomo (de Ne ou de Ar, por
exemplo) ou de uma molécula (de O2, N2 ou I2, por exemplo) pode se formar e constituir um dipolo
induzido depende da polarizabilidade.
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Exemplo: H2O/O2 (oxigênio dissolvido em água)

Aproximação da molécula de água polar a da molécula de O2 apolar

O dipolo da molécula de água induz um dipolo na molécula de O2 distorcendo a nuvem
eletrônica da molécula de O2

Fatores que afetam a polarizibilidade: tamanho da nuvem eletrônica. Quando é grande, os
elétrons exteriores não são atraídos muito fortemente pelo núcleo (os núcleos, no caso de uma
molécula) e isto torna a nuvem mais facilmente deformável. Assim, átomos ou moléculas com
grandes nuvens eletrônicas tem forças de dipolo (London) mais intensas do que aqueles com
nuvens pequenas.

Dois átomos ou moléculas apolares

As atrações ou repulsões momentâneas entre os núcleos e elétrons em moléculas vizinhas
levam a formação de dipolos induzidos

A correlação dos movimentos dos elétrons entre os dois átomos ou moléculas (que agora
são polares ) provoca uma perda de energia, e portanto, estabiliza o sistema

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Lista de Exercícios
1- Decida qual o tipo de força intermolecular presente em cada caso seguinte, e organize-as na
ordem crescente de intensidade de interação: a) metano líquido; b) numa mistura de água e
metanol; c) na solução de cloreto de lítio em água.
2- Decida que tipo de força intermolecular está envolvida no; a) oxigênio líquido; b) MgSO4
hidratado; c) oxigênio dissolvido em água
3- Que força intermolecular (ou que forças) devem ser superadas para: a) fundir o gelo; b)
fundir iodo sólido; c) remover a água de hidratação do MnCl2.4H2O; d) converter-se NH3 líquido
em NH3 vapor.
4- (Provão) Considere as seguintes substâncias: HF; HCl; CCl4; CH3CH2OH e CS2. Estão
presentes forças intermoleculares do mesmo tipo nos líquidos
a) CCl4 e CH3CH2OH
b) HCl e CCl4
c) HCl e CS2
d) HF e HCl
e) HF e CH3CH2OH
5- (Provão) Sobre qual dos seguintes compostos devem atuar, exclusivamente forças de
London (também chamadas de forças de dispersão)?
a) dióxido de enxofre
b) monóxido de carbono
c) pentacloreto de fósforo
d) sulfeto de hidrogênio
e) fluoreto de hidrogênio
6- Considere os compostos ácido propanóico e 2–cloro propano. Recorrendo aos seus
conhecimentos de química do carbono, identifique o composto que apresenta um ponto de
ebulição superior. Justifique a sua resposta.
7- Hierarquize, justificando, por
ordem crescente da temperatura de ebulição os seguintes
compostos: RbF CO2 CH3OH CH3Br
8- Caracterize as interações moleculares que se verificam nas seguintes substâncias: Argônio,
Neve carbônica, CO2(s), Metanol, CH3OH, Clorometano, CH3Cl
9- Leia atentamente as seguintes afirmações e assinale a(s) que considera correta(s):
( ) A. As forças intermoleculares são, tal como as forças intramoleculares, de natureza
essencialmente eletrostática.
( ) B. Forças de London só podem ocorrer entre moléculas idênticas.
( ) C. A atração intermolecular em moléculas não polares pode ser interpretada
fundamentalmente pela mútua polarização das nuvens eletrônicas das moléculas.
10- Leia atentamente o conjunto de questões que se seguem e assinale a ou as opções que
considera corretas
I. – Qual das seguintes substâncias apresenta o ponto de ebulição mais elevado?
(a) CH
4
(b) Cl
2
(c) Kr (d) CH
3
Cl
II. – Qual das seguintes substâncias constitui um bom solvente para o iodo, I
2
?
(a) HCl (b) H
2
O (c) CH
3
OH (d) NH
3
(e) CS
2

material de apoio-teoria polaridade das moléculas-versão2.pdf
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1

POLARIDADE DAS MOLÉCULAS

O termo polar é usado para descrever uma ligação na qual um átomo tinha uma carga positiva parcial e
o outro uma carga negativa parcial. Como a maioria das moléculas tem pelo menos algumas ligações polares,
as moléculas também podem ser polares. Numa molécula polar, a densidade de elétrons se acumula em uma
de suas extremidades, o que atribui a este lado ligeira carga negativa, -, enquanto o outro lado tem
ligeiramente carga de mesmo valor, porém positiva, +.
As moléculas polares no campo elétrico
sofrem a ação de forças que tendem a alinhá-las na
direção do campo (fig 1). Quando o campo elétrico
for o que está entre as placas com cargas opostas,
como, por exemplo, em um capacitor, a extremidade
positiva de cada molécula é extraída para a placa
negativa e a outra, negativa para a placa positiva. O
grau de alinhamento das moléculas com o campo
depende do respectivo momento de dipolo, , que se
define como produto de módulo das carga parciais (+ e -) pela distância que as separa. A unidade SI de
momento de dipolo é o Coulomb-metro, mas os momentos de dipolo são tradicionalmente dados numa
unidade denominada debye (D) (1D = 3,34 x 10-30 C.m). Os momentos de dipolo medem-se e valores típicos são
apresentados na Tabela 1.

Tabela 1- Momento de dipolo de moléculas

Moléculas polares em um campo elétrico
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A força de atração entre a extremidade negativa de uma molécula polar e a positiva de outra
(denominada força dipolo-dipolo) tem extraordinária importância sobre as propriedades da água e de outras
moléculas polares. Por exemplo, a polaridade das moléculas é fator importante na determinação da
temperatura de congelamento e de ebulição de um líquido, na dissolução de um gases ou sólidos por um
líquido, na solubilização de dois líquidos, na aderência de um líquido ao vidro ou outros sólidos, na reação
entre um líquido e outras substâncias.

A fim de prever se a molécula simples será polar ou não polar, precisamos considerar se a molécula
tem ligações polares e como são as posições relativas destas ligações. Moléculas diatômicas constituídas de
dois átomos com eletronegatividade diferentes sempre são polares (veja a tabela 1); há uma ligação única e a
molécula tem extremidades positiva e negativa.

Numa molécula polar, os elétrons estão deslocados para um dos lados da
molécula. Para mostrar a direção da polaridade da molécula, usa-se uma seta com a
ponta voltada para a extremidade negativa da molécula e com o sinal positivo
localizado na extremidade positiva da molécula.

Mas o que acontece com uma molécula com três ou mais átomos, na qual existem duas ou mais
ligações polares? Vamos observar uma série de moléculas, com estequiometria AB2, AB3 e AB4, avaliando como
a escolha de grupos substituintes influencia a geometria molecular e a polaridade da molécula.

Por exemplo: CO2, molécula triatômica linear, neste caso cada ligação
C-O é polar, com o átomo de oxigênio tendo extremidade negativa do dipolo
da ligação. Os átomos terminais estão a mesma distância do átomo C, ambos
têm a mesma carga - e eles estão distribuídos simetricamente em torno do
átomo central C. Logo, o CO2 não tem nenhum dipolo molecular embora cada
ligação seja polar.

A água é uma molécula triatômica angular. Como o O tem uma
eletronegatividade maior (3,5) que o H (2,1), cada uma das ligações O-H é polar, com os
átomos de H tendo a mesma carga + e o oxigênio tendo a carga negativa (2-). A
densidade de elétrons se acumula no lado do O da molécula, fazendo que a molécula
eletricamente se “incline para uma lado” e , portanto, seja polar ( = 1,85 D).

No BF3, uma molécula plana triangular, as ligações B-F são altamente polares
porque o F é muito mais eletronegativo que o B ( B = 2,0 e F = 4,0). Porém, a molécula á
apolar porque os três átomos de F terminais têm a mesma carga -, têm a mesma
distância do ao átomo de boro e estão distribuídos simetricamente em torno do átomo
central de boro.

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Já a molécula plana triangular do fosfogênio é polar (Cl2CO,  =1,17
D). Neste caso, todos os ângulos são de 120o; assim, os átomos de O e Cl estão
distribuídos simetricamente em torno do átomo de C. No entanto as
eletronegatividades dos três átomos na molécula são diferentes: O>Cl>C.
Portanto, há um nítido deslocamento da densidade de elétrons em relação ao
centro da molécula, no sentido do átomo de O.

A amônia, como o BF3, tem estequiometria AB3. No entanto ao
contrário de BF3, o NH3 é polar, pois as ligações polares N-H não estão
dispostas simetricamente. Em geral, todas as moléculas piramidais
serão polares.

Moléculas como o tetracloreto de carbono, CCl4, e o
metano, CH4, são apolares devido às suas estruturas
simétricas e tetraédricas. Os quatro átomos ligados a C têm
a mesma carga parcial e estão à mesma distância do átomo
de C. No entanto, moléculas tetraédricas com átomos de Cl
e H (CHCl3, CH2Cl2 e CH3Cl) são polares. A
eletronegatividade para os átomos de H (2,1) é menor que
a dos átomos de Cl (3,0), e a distância carbono-hidrogênio é
diferente da distância carbono-cloro. Devido a sua
eletronegatividade, os átomos, os átomos de Cl estão no
lado mais negativo da molécula. Isto significa que a extremidade positiva do dipolo molecular está no átomo de
H e a extremidade negativa nos átomos de Cl.

Para resumindo observe a abaixo, vemos esboços de moléculas CTn onde C é o átomo central e T é um
átomo terminal. Podemos prever que uma molécula CTn não será polar, embora todas as ligações C-T sejam
polares, se
 Todos os átomos terminais (ou grupos), T são idênticos.
 Todos os átomos (ou grupos) estão distribuídos simetricamente em torno do átomo central, C,
nas geometrias apresentadas.
Por outro lado, se um dos átomos T (ou grupos ) é diferente nas estruturas, ou se uma das posições T
estiver ocupada por um par isolado, a molécula será polar.

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Lista de Exercícios

1- SO2 tem um momento de dipolo? Caso tenha, em qual sentido o dipolo líquido aponta?
2- O trifluoreto de nitrogênio (NF3, o diclorometano (CH2Cl2) e o tetrafluoreto de enxofre (SF4) são
polares ou apolares? Se polar, indique os lados negativo e positivo da molécula.
3- A molécula de H2O é polar. Como isso oferece prova experimental de que a molécula não pode ser
linear?
4- Considere as seguintes moléculas:
a) BeCl2
b) PCl3
c) CO2
d) ClF
e) SiH4
(i) Que composto tem ligações mais polares?
(ii) Quais compostos da lista são apolares?
(iii) Qual átomo, no ClF, tem carga mais negativa?
5- Na lista seguinte, que moléculas são polares? Para cada uma das moléculas polares, indique a
direção da polaridade, isto é, assinale a terminação negativa e a terminação positiva da molécula.
a) BeCl2
b) HBF2
c) CH3Cl
d) SO3

Bibliografia:
 KOTZ, John C.; TREICHEL JUNIOR, Paul M.. Química Geral e Reações Químicas. Tradução da 5a
edição norte-americana São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2005.