Teoria da RPECV e forças intermoleculares

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TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS DA 
CAMADA DE VALÊNCIA (VSEPR) 
O arranjo geométrico 
dos átomos ou 
grupos de átomos 
em torno de algum 
átomo central é 
determinado 
somente pela 
repulsão entre os 
pares de elétrons 
presentes na camada 
de valência do átomo 
central. 
BeCl2 
BCl3 
CH4 
PCl5 
SF6 
H2O – angular 
4 grupos de elétrons 
NH3 – piramidal 
CH4 – tetraédrico 
http://www.youtube.com/watch?v=jrGBIRjlwIM 
FORÇAS INTERMOLECULARES 
 
1) ÍON-DIPOLO 
2) DIPOLO-DIPOLO 
3) FORÇAS DE LONDON 
4) LIGAÇÃO HIDROGÊNIO 
1) ÍON-DIPOLO 
 
 
 
Hidratação/solvatação íons 
dissolvidos em solventes 
polares, como água e a 
amônia líquida. 
2) DIPOLO-DIPOLO 
 
Moléculas polares. 
Quanto maior a 
polaridade das 
moléculas, mais fortes 
são as interações. 
Mais fracas que as 
forças entre íons. 
Ponto de ebulição mais alto → composto mais polar. 
3) FORÇAS DE LONDON 
 
Molécula não-polar → momento de dipolo instantâneo 
 
Momento de dipolo instantâneo → momento de dipolo 
induzido na molécula vizinha → dipolos se atraem. 
Atração permanente. 
Interações de London – dependem da polarizabilidade 
Única força em 
moléculas não-polares. 
3) FORÇAS DE LONDON 
 
Correlação entre o número de elétrons e a intensidade 
das interações de London. 
3) FORÇAS DE LONDON 
Interações de London: mais fortes com o aumento do 
número de elétrons da molécula. 
4) LIGAÇÃO HIDROGÊNIO 
 
Interação forte responsável pelos altos pontos de 
ebulição de algumas substâncias. 
 
Atração intermolecular. 
 
H entre dois átomos pequenos, fortemente 
eletronegativos, que têm pares isolados de elétrons. 
 
N, O ou F 
O-H N-H H-F 
4) LIGAÇÃO HIDROGÊNIO 
 
Ocorre quando átomos de hidrogênio estão ligados a 
átomos de oxigênio, nitrogênio e flúor. É o tipo mais forte 
de força intermolecular.