Geometria Molecular e Forças Intermoleculares

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Prof. Me. Ismael L. Costa Jr. 
Ministério da Educação 
UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ 
Campus Medianeira 
 As moléculas formadas por ligações 
covalentes podem apresentar de dois a 
milhares de átomos. 
 Os átomos se alinham formando formas 
geométricas em relação aos núcleos dos 
átomos. 
 TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES 
ELETRÔNICOS DA CAMADA DE 
VALÊNCIA. 
Geometria Molecular 
 Os pares eletrônicos ao redor de um átomo 
central – participantes ou não de ligações 
covalentes – devem estar dispostos de 
modo a garantir a menor repulsão possível. 
O2 
 Moléculas diatômicas (apenas 2 átomos) 
SEMPRE apresentarão 
geometria linear!!!! 
Para moléculas Maiores 
 
Molécula com três átomos pode ser: 
 
 a. Linear se não sobrar elétrons no 
elemento central após estabilizar. 
 
Ex: HCN (H- C≡N) ; CO2 (O = C = O ); BeH2 (H – Be 
– H) , etc. 
 
BeH2 
 
 
CO2 
Molécula com três átomos pode ser: 
 
b. Angular se sobrar elétrons no 
elemento central após estabilizar. 
Ex: H2O; O3; SO2 
(molécula da H2O) (molécula de SF2) 
 
Molécula com quatro átomos pode ser: 
 
 a.Trigonal Plana se não sobrar elétrons 
no elemento central após estabilizar ; 
Ex: H2CO3; SO3; BH3 ; 
 molécula de BI3 
 
b. Trigonal Piramidal se sobrar 
elétrons no elemento central após 
estabilizar. 
 Ex: NH3; PCl3 
Molécula com cinco átomos será: 
 Tetraédrica se não sobrar elétrons no 
elemento central após estabilizar. 
Ex: CH4 ; CH3Cl 
Molécula com cinco átomos será: 
“tetraédrica” 
Tetracloreto de carbono CCl4 
 Tetrabrometo de silício SiBr4 
 POLOS: presença de cargas em determinada 
região 
 
 
 
 LIGAÇÔES IÔNICAS: 
 
 Toda ligação Iônica é POLAR!!! 
 
Na+ Cl-  cargas (polos) reais 
TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS 
Polaridade das Ligações 
 LIGAÇÔES COVALENTES 
 
 Compartilhamento de pares de elétrons 
 
 A polaridade estará relacionada com a 
diferença de eletronegatividade e a 
consequente deformação da nuvem 
eletrônica. 
Polaridade das Ligações 
 Para moléculas diatômicas em que não há 
diferença de eletronegatividade: 
 
MOLECULA APOLAR 
Polaridade das Ligações 
 Para moléculas diatômicas em que há 
diferença de eletronegatividade: 
 
MOLECULA POLAR 
 
 
Polaridade das Ligações 
 Pode –se determinar a polaridade de uma 
molécula através do vetor momento 
dipolar resultante 
 
 
Determinação da polaridade em 
moléculas maiores 
APOLAR 
POLAR 
POLAR 
POLAR 
POLAR 
POLAR 
POLAR 
POLAR 
POLAR 
 Semelhante dissolve semelhante. 
 
 Soluto polar tende a dissolver bem em 
solvente polar. 
 
 Soluto apolar tende a dissolver bem em 
solvente apolar. 
 
Polaridade e Solubilidade 
 
 O que mantêm as moléculas unidas nos três 
estados (sólido, líquido e gasoso) são as 
chamadas ligações ou forças ou interações 
moleculares. 
 São três tipos de forças: 
 Ligação de Hidrogênio 
 Dipolo permanente ou dipolo-dipolo (DD) 
 Dipolo instantâneo (DI), força de van der 
Waals ou força de dispersão de London 
 
Força de Interação ou 
Ligação Intermolecular 
 
Forças de dispersão de London 
 A mais fraça de todas as forças 
intermoleculares. 
 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). 
Forças de dispersão de London 
 Um dipolo instantâneo pode induzir outro 
dipolo instantâneo em uma molécula (ou 
átomo) adjacente. 
 As forças entre dipolos instantâneos são 
chamadas forças de dispersão de London. 
Forças de dispersão de London 
 Polarizabilidade é a facilidade com que a 
distribuição de cargas em uma molécula pode 
ser distorcida por um campo elétrico externo. 
 Quanto maior é a molécula (quanto maior o 
número de elétrons) mais polarizável ela é. 
 As forças de dispersão de London aumentam à 
medida que a massa molecular aumenta. 
 Existem forças de dispersão de London entre 
todas as moléculas. 
 As forças de dispersão de London dependem da 
forma da molécula. 
 
Forças de dispersão de London 
 Quanto maior for a área de 
superfície disponível para 
contato, maiores são as 
forças de dispersão. 
 
 As forças de dispersão de 
London entre moléculas 
esféricas são menores do 
que entre as moléculas com 
formato de lingüiça. 
 Ocorrem em todas as substâncias 
apolares 
 F2, Cl2, Br2, I2, hidrocarbonetos 
 
Forças de dispersão de London 
Forças dipolo-dipolo 
 As forças dipolo-dipolo existem entre 
moléculas polares neutras. 
 As moléculas polares necessitam ficar muito 
unidas. 
 Mais fracas do que as forças íon-dipolo. 
 Há uma mistura de forças dipolo-dipolo 
atrativas e repulsivas quando as moléculas se 
viram. 
 Se duas moléculas têm aproximadamente a 
mesma massa e o mesmo tamanho, as forças 
dipolo-dipolo aumentam com o aumento da 
polaridade. 
Forças dipolo-dipolo 
Força dipolo-dipolo 
 Força de atração entre dipolos, positivos 
e negativos. 
 Ex: HCl -HI - PCl3 
 
 
Dipolo -Dipolo 
Forças Intermoleculares e 
Temperatura e fusão e ebulição 
Ligações de Hidrogênio 
 Caso especial de forças dipolo-dipolo. 
 A partir de experimentos: os pontos 
de ebulição de compostos com 
ligações H-F, H-O e H-N são 
anomalamente altos. 
 Forças intermoleculares são 
anomalamente fortes. 
Ligações de Hidrogênio 
 A ligação de H necessita do H ligado a um 
elemento eletronegativo (mais importante para 
compostos de F, O e N). 
– Os elétrons na H-X (X = elemento 
eletronegativo) encontram-se muito mais 
próximos do X do que do H. 
– O H tem apenas um elétron, dessa forma, na 
ligação H-X, o H + apresenta um próton 
quase descoberto. 
– Conseqüentemente, as ligações de H são 
fortes. 
Ligações de Hidrogênio 
Ligações de Hidrogênio 
Ligações de Hidrogênio 
As ligações de hidrogênio são responsáveis 
pela: 
– Flutuação do gelo 
 Os sólidos são normalmente mais 
unidos do que os líquidos; 
 Portanto, os sólidos são mais densos 
do que os líquidos. 
 O gelo é ordenado com uma 
estrutura aberta para otimizar a 
ligação H. 
 Conseqüentemente, o gelo é menos 
denso do que a água. 
Ligações de Hidrogênio 
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 + H aponta no sentido de um par 
solitário no O. 
 
Ligações de Hidrogênio 
 São interações que ocorrem entre 
moléculas que apresentem H ligados 
diretamente a 
F O ou N 
Ligação de Hidrogênio 
 
Forças íon-dipolo 
 A interação entre um íon e um dipolo (por 
exemplo, água). 
 A mais forte de todas as forças 
intermoleculares. 
Forças íon-dipolo 
Forças íon-dipolo 
Forças intermoleculares