FQO Aula 5 Carlos Kleber

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Estrutura e Propriedades Físicas
• Propriedades físicas dependem do tipo de 
ligação (iônica ou covalente)
• Momento de dipolo
• Ponto de fusão• Ponto de fusão
• Ponto de ebulição
• Forças intermoleculares
• Solubilidade
Momento de Dipolo
• Em F2 ou H2, os elétrons estão distribuídos
igualmente
• Já no HCl, a ligação é covalente polar, devido à
diferença de eletronegatividade:diferença de eletronegatividade:
• Mede a extensão de separação de cargas
• Dipolo→ magneto = 2 pólos
H Cl
δ+ δ-
• Depende da molécula:
HF > HCl
F2 e H2 = 0
dipolo
• Momento de dipolo = carga (ue) x distância (cm)
• m = e x d
= 10-10 x 10-8 = 10-18 = debye (D)
• (+) (-) – (direção da polaridade)
• Depende da geometria:
CO O
δ+ δ-δ-
H Cl
µ = 0 D
C
Cl
Cl
Cl
Cl
δ-
δ-δ
-
δ-
δ+ C
Cl
Cl
Cl
Cl
Clδ-
C
Cl
H
H
H
µ = 1,87 D
O
H
H
Cl
µ = 0 D
momento
total
µ = 1,85 D
N
H
H
H
µ = 1,47 D
momento
total
Ponto de Fusão
• Sólido cristalino: partículas (íons ou moléculas)
arranjadas de maneira simétrica, padrão
geométrico repetido no cristal
• Fusão: arranjo ordenado de partículas→ arranjo
aleatório de partículas
• T em que força intracristalina é rompida
• Composto iônico: cristal cujas unidades
estruturais são íons
∆
• Cristal: estrutura rígida e forte
• PF = 801 ºC (NaCl)
• KNO3 → K+ e NO3- (propriedades
semelhantes)
NaCl
• Composto não iônico: unidades estruturais
são moléculas
• Forças intermoleculares fracas
∆
• CH4 – energia para separar moléculas e não
para quebrar ligações
• PF = -183 ºC
Forças Intermoleculares
• Moléculas neutras
• Natureza eletrostática: cargas + e –
• 2 tipos: interações dipolo-dipolo e forças de van
der Waalsder Waals
• Dipolo-dipolo: atração do pólo + de uma
molécula polar pelo pólo – de uma outra
molécula polar
• HCl:
• Resultado: moléculas polares atraídas +
fortemente que apolares → influi nas
propriedades físico-químicas
• Tipo especial: ligações de H
• H serve de ponte entre 2 átomos
eletronegativos, atraindo 1 por ligação covalente
e outro por forças eletrostáticas
• H → δ+ (atraído pelo átomo eletronegativo da 2a
molécula)
• Força = 5 kcal/mol
• Ligação covalente = 50-100 kcal/mol
• Átomos: F, O, N
H F H F H O
H
H O
H
H N
H
H
H N
H
H
H N
H
H
H O
H
• Forças de van der Waals: forças de London ou
de dispersão
• CH4: distribuição simétrica de cargas
• Elétrons em movimento (distribuição distorcida)
→ pequeno dipolo (temporário)
induz → atração (fraca), age somente 
em moléculas próximas
Ponto de ebulição
• Ebulição: temperatura em que pv = patm
(depende de p)
• Quebra do líquido em moléculas individuais ou
pares de íons de cargas opostaspares de íons de cargas opostas
∆
• Iônico:
NaCl: PE = 1413 ºC
• Não iônico:
CH4 (apolar): PE = -161,5 ºC
HCl (polar): PE = -85 ºC
CH3CH3: PE = -88 ºC
C10H22: PE = +174 ºC
Moléculas maiores: forças de van der Waals + fortes
⇒ ↑ MM = ↑ PE
Temp. altas = decomposição concorre com ebulição
(reduz p)
• Líquidos associados: possuem ligações de H
HF: 100 º > HCl
H O: 160 º > H SH2O: 160 º > H2S
H3C
O
H
O
H
CH3
O
H
CH3
PE alto: ligações de H
Solubilidade
• Dissolução de sólidos ou líquidos = separação
de íons ou moléculas uns dos outros
• O espaço é ocupado pelo solvente
• Energia deve ser cedida (suprida pela formação• Energia deve ser cedida (suprida pela formação
de ligações entre partículas da substância e as
moléculas do solvente)
• Solutos iônicos: 
grande energia – H2O e solventes polares
• Molécula polar (pólo + e -): ligações íon - dipolo
Íons solvatados
• H2O (bom solvente): lig. de H
• Cátions – pares de e-; ânions – ligações de H
• Solutos não iônicos:
Solubilidade determinada por sua polaridade:
Não polar dissolve não polar
Polar dissolve polar
Iguais dissolvem iguais
Ex:Ex:
CH4 solúvel em CCl4, mas não em H2O
CH3OH solúvel em H2O
H3C
O
H
O
H
H
δ+
δ- δ-
δ+
δ+