aula 04 interação intermolecular

Prévia do material em texto

As forças 
Intermoleculares 
O 
H 
H 
H 
H O 
As forças Intermoleculares 
 
 Johannes Diederik 
Van der Waals 
(1837-1923), físico 
holandês, recebeu o 
Prémio Nobel da 
Física em 1910 pelas 
suas pesquisas 
sobre os estados 
gasoso e líquido. 
As forças Intermoleculares 
 
Forças 
de Van 
der 
Waals 
Forças 
intermoleculares 
Existem 
entre 
 
Exemplos 
Dipolo-dipolo 
(Forças de Keesom) 
Moléculas 
polares 
HCl ; 
CH3CH2OH 
 
Dipolo permanente-
dipolo induzido 
(Forças de Debye) 
Moléculas 
polares 
com 
moléculas 
apolares 
 
 
HCl + N2 
Forças de dispersão 
de London 
Todos os 
tipos de 
moléculas 
Momento do dipolo - r 
 
 = Q.d 
+ - 
 d 
+ Q - Q 
Clica Enter 
Momento do dipolo - r 
 = Q.d + 
- 
 d 
+ Q - Q 
 
 - Momento do dipolo 
Q – Carga 
d – Distância entre os centros das cargas 
Momento do dipolo - R 
 = Q.d + 
- 
 d + Q - Q 
 
R = 0 (Espécie apolar) 
R  0 (Espécie polar) 
 
Momento do dipolo - r 
 
O=C=O 
 
R = 0 (Espécie apolar) 
1 2 
R = 1 - 2 
 
Clica Enter 
Momento do dipolo - r 
 C 
O O 
O 
2- 
 1 2 
 3 
Clica Enter 
Momento do dipolo - r 
 1 2 
 3 
 
R = 0 (Espécie apolar) 
 
R 1 e 2 
Clica Enter 
As forças Intermoleculares 
 A coesão da matéria nos estados físicos, sólido, 
líquido e gasoso é consequência da atração entre 
moléculas através das ligações intermoleculares 
(ligação entre moléculas). 
Aumento da intensidade das forças intermoleculares 
As forças Intermoleculares 
 As ligações intermoleculares são mais fracas do 
que as ligações intramoleculares (ligações entre 
átomos que constituem as moléculas). 
O 
H 
H 
H H 
O 
O 
H 
H 
Clica Enter 
As forças Intermoleculares 
Forças intermoleculares mais fortes 
 
 
Maior ponto de fusão 
 
O 
H 
H 
O 
H 
H 
Clica Enter 
As forças Intermoleculares 
 Quanto mais fortes as ligações 
intermoleculares, maior será a energia 
posta em jogo para romper as ligações 
entre moléculas, de forma que a que se dê 
a passagem do estado sólido a líquido. 
O 
H 
H 
O 
H 
H 
As forças Intermoleculares 
 De acordo com a natureza, das ligações 
intermoleculares, os sólidos classificam-se 
em: 
 
 - sólidos iónicos; 
 
 - sólidos moleculares; 
 
 - sólidos covalentes; 
 
 - sólidos metálicos. 
Sólidos Iônicos 
 As unidades 
constituintes da estrutura 
são iôns positivos e 
negativos. 
 
 As ligações químicas 
que se estabelecem 
entre as unidades 
constituintes da estrutura 
são iônicas. 
Sólidos Iónicos 
 Os pontos de fusão e 
ebulição são elevados. 
 
 Não conduzem a 
corrente eléctrica no 
estado sólido. 
 
 Conduzem a corrente 
eléctrica em solução 
aquosa ou fundidos. 
Sólidos Iónicos 
 São duros e quebradiços. 
 Deslizes na rede cristalina originam 
debilidades na resistência, devido às 
repulsões interiônicas. 
Sólidos Moleculares 
 As unidades constituintes da 
estrutura são moléculas. 
 
 As moléculas podem ser 
polares ou apolares. 
 
 As ligações químicas que se 
estabelecem entre as 
unidades constituintes da 
estrutura são ligações 
dipolo-dipolo e ligações de 
London. 
Ligações dipolo-dipolo 
 As ligações dipolo-dipolo estabelecem-se entre 
moléculas polares ( R  0 ). 
O 
H 
H 
H H 
O 
O 
H 
H 
+ 
- 
+ 
+ 
+ 
+ + 
- - 
Clica Enter 
Ligações dipolo-dipolo 
 Ligação dipolo-dipolo 
O 
H 
H 
H 
H 
O 
S 
H 
H 
 Ligação de H 
Clica Enter 
Ligações dipolo-dipolo 
O 
H 
H 
H 
H 
O 
S 
H 
H 
 A ligação de H ( Hidrogénio ) é um caso particular da 
ligação diplo-dipolo. 
Clica Enter 
Ligações de Hidrogênio 
 As ligações de H estabelecem-se entre átomos pequenos 
e eletronegativos (N , O e F) e o átomo de H. 
O 
H 
H 
H H 
O 
O 
H 
H 
+ 
- 
+ 
+ 
+ 
+ + 
- - 
Clica Enter 
Ligações de Hidrogénio 
 As ligações de H são das ligações intermoleculares mais 
fortes. 
O 
H 
H 
H H 
O 
O 
H 
H 
+ 
- 
+ 
+ 
+ 
+ + 
- - 
Clica Enter 
Ligações dipolo-dipolo 
H 
H 
H 
H O 
S 
 O que condiciona a diferença no estado físico destas 
substâncias são as ligações de H que se 
estabelecem entre as moléculas de água. Entre 
moléculas de H2S não se estabelecem ligações de H. 
Gás ( 25º C ) Liquido ( 25º C ) 
Ligações dipolo-dipolo 
H 
H 
H 
H 
S 
 Entre moléculas de H2S estabelecem-se 
ligações dipolo-dipolo. 
S 
Clica Enter 
Ligações de Hidrogénio 
 É necessário fornecer mais energia à água para romper 
essas ligações (Hidrogênio), daí , o seu ponto de ebulição 
ser maior. 
O 
H 
H 
H H 
O 
O 
H 
H 
+ 
- 
+ 
+ 
+ 
+ + 
- - 
Clica Enter 
 
Ligações de Debye 
(Dipolo permanente-dipolo induzido) 
 
 O pólo positivo do dipolo permanente (molécula 
polar) vai atrair a nuvem electrónica da molécula 
apolar, deformando-a. Esta deformação 
corresponde ao aparecimento de um dipolo 
induzido. 
H 
H 
O 
+ 
+ 
Cl Cl 
Clica Enter 
Ligações de Debye 
 As “moléculas” ficam ligadas por forças 
dipolo permanente -dipolo induzido. 
Dipolo 1 Molécula 
apolar 
Dipolo 1 Dipolo 
induzido 
+ - 
+ - - + 
Clica Enter 
Ligações de London 
 Em média , a nuvem eletrônica distribui-se de 
uma forma esférica à volta do núcleo. 
 O movimento do elétron, provoca num 
determinado instante um dipolo instantâneo. 
A 
Molécula 
apolar 
Dipolo 
instantâneo 
+ - 
Ligações de London 
 Esta polarização é induzida a moléculas 
vizinhas, resultando daí forças de atração 
entre moléculas. 
B 
Molécula 
apolar 
Dipolo 
instantâneo 
+ 
+ - 
- - - 
Dipolo 
induzido 
A A B 
Clica Enter 
Ligações de London 
 A ligação de London depende : 
 - do número de elétrons; 
 - do tamanho da molécula; 
 - da forma da molécula. 
B 
Molécula 
apolar 
Dipolo 
instantâneo 
+ 
+ - 
- - - 
Dipolo 
induzido 
A A B 
Clica Enter 
Ligações de London 
 À medida que o raio atômico aumenta (aumento 
do nº de elétrons) as forças de dispersão de 
London são mais fortes, daí que, à temperatura 
ambiente o flúor e o cloro são gases, o bromo é 
líquido e o iodo é sólido. 
 9 F ; 17 Cl ; 35 Br ; 53 I 
Sólidos Covalentes 
 
 As unidades constituintes da 
estrutura são átomos. 
 
 As ligações químicas que 
se estabelecem entre as 
unidades constituintes da 
estrutura são covalentes. 
 
Sólidos Covalentes 
 Não conduzem a corrente 
elétrica, com exceção da 
grafite. 
 
 Pontos de fusão e ebulição 
elevados. 
 
 Duros e quebradiços. 
Sólidos Metálicos 
 As unidades constituintes da 
estrutura são íons positivos 
e eles livres. 
 
 As ligações químicas que 
se estabelecem entre as 
unidades constituintes da 
estrutura são metálicas. 
Sólidos Metálicos 
 As unidades que ocupam os pontos reticulares são os 
iões positivos. 
 
 Cada ião perde um mais electrões formando a nuvem 
electrónica que se espalha por todo o retículo. Este(s) 
electrão(ões) não estão ligados a qualquer átomo, 
mas estão deslocalizadossobre o cristal. 
Sólidos Metálicos 
Electrões deslocalizados 
Iões positivos 
As forças Intermoleculares 
 
Forças 
de van 
der 
Waals 
Forças 
intermoleculares 
Existem 
entre 
Exemplos 
Dipolo-dipolo 
(Forças de Keesom) 
Moléculas 
polares 
HCl ; 
CH3CH2OH 
Dipolo permanente-
dipolo induzido 
Moléculas 
polares 
com 
moléculas 
apolares 
HCl + N2 
Forças de dispersão 
de London 
Todos os 
tipos de 
moléculas 
As forças Intermoleculares 
Íon-íon 
Íon-dipolo 
Dipolo permanente –dipolo induzido-dipolo 
Dipolo-dipolo 
Dipolo instantâneo-dipolo induzido 
E
n
e
rg
ia
 d
e
 l
ig
a
ç
ã
o
 
 
 
 
 
 
 
 Fim!