Aula 6 Interações entre íons e moléculas 2pp

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Aula�6:
Interações�entre�íons�e�moléculas:
Forças�intermoleculares�
1
Forças intermoleculares: responsáveis pela existência das diferentes fases
da matéria:
“fases condensadas”
Quando�forças�atrativas�
juntam�as�moléculas,�
formamͲse�fases�
condensadas�(sólidas)
Gás – Líquido – Sólido
2
)RUoDV ,QWHUPROHFXODUHV
(QHUJLD�GD�OLJDomR�
FRYDOHQWH� �����N-�PRO
(QHUJLD�GD�LQWHUDomR�
PROHFXODU�GLSROR�GLSROR�§���
N-�PRO
3
)RUoDV LQWHUPROHFXODUHV
Interações mais importantes entre as moléculas�
íon-íon, íon-dipolo, dipolo-dipolo, dipolo-dipolo induzido, London, ligação de hidrogênio.
Quais são as mais fortes?
0DLV IRUWHV��iônicasÆ PXLWR PDLV IRUWHV�TXH TXDLVTXHU LQWHUDo}HV LQWHUPROHFXODUHV�
 ([LVWHP forças específicas TXH DJHP TXDQGR tRQV HVWmR SUHVHQWHV HP XP OtTXLGR
PROHFXODU FRPR D iJXD«
4
)RUoDV�,QWHUPROHFXODUHV
7LSRV GH�,QWHUDomR
,QWHUPROHFXODU
(QHUJLD�7tSLFD
�N-�PRO�
(VSpFLHV TXH�LQWHUDJHP
ËRQ�tRQ ��� 6RPHQWH�tRQV
ËRQ�GLSROR �� ËRQV�H�PROpFXODV�SRODUHV
'LSROR�GLSROR � 0ROpFXODV�SRODUHV�
HVWDFLRQiULDV
��� 0ROpFXODV�SRODUHV�URWDQGR
/RQGRQ��GLVSHUVmR�
 � 7RGRV�RV�WLSRV�GH�PROpFXODV
/LJDomR�GH�+LGURJrQLR �� 1�2��)��D�OLJDomR�p�XP�iWRPR�
GH�+�FRPSDUWLOKDGR
“A força intermolecular total experimentada por uma espécie é a soma 
de todas as forças que ela participa”
* Também conhecido como interação dipolo induzidoͲdipolo induzido
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Forças�íonͲíon:
Compostos�iônicos�no�estado�cristalino�(forças�eletrostáticas�de�rede)
Pontos�de�fusão�(equilíbrio�entre�fase�cristalina�ordenada�e�fase�líquida):
Temperaturas�elevadas
Pontos�de�Ebulição:
Extremamente�elevados�Æ alguns�compostos�orgânicos�se�decompõem�
antes�que�entrem�em�ebulição
CH3CO2ͲNa+
Forças�Interiônicas
6
&iWLRQ ÆQLRQ�
0ROpFXOD�SRODU�
IRUPDQGR�GLSROR
Forças�ÍonͲDipolo
™1HVWH WLSR GH LQWHUDomR RV GLSRORV IRUPDGRV SRU PROpFXODV SRODUHV WHP VHX ODGR
QHJDWLYR RULHQWDGR SDUD RV FiWLRQV H VHX ODGR SRVLWLYR RULHQWDGR SDUD RV kQLRQV ±
processo de solvatação de íons
Existem�entre�um�íon�e�a�carga�parcial�em�certo�lado�de�
uma�molécula�polar�(dipolo);
Exemplos�de�moléculas�que�apresentam�dipolo�elétrico:��H�– Cl;�����H�– F;�����H�– I;�H2O�
Exemplo:�Solvatação�de�íons��(Na+ e�ClͲ)�pelas�moléculas�da�água.��
Forças�Intermoleculares
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Forças�Intermoleculares
As�interações�íonͲdipolo�são�fortes�para�íons�pequenos�com�carga�elevada.�Em�
consequência,�os�cátions�pequenos�com�carga�elevada�formam,�frequentemente,�
compostos�hidratados
Forças�íonͲDipolo:
Formação de sais hidratados: Também se explica devido a forças íonͲdipolo
Na2CO3.10H2O��ÅÅÆ CuSO4.5H2O�
Æ Quando sais se cristalizam a partir de uma solução aquosa, os íons podem reter algumas
das moléculas de água de hidratação e formar os chamados hidratos.
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Forças�DipoloͲDipolo:
As forças dipoloͲdipolo existem entre moléculas polares
9Moléculas polares se apresentam bastante unidas.
9Mais fracas do que as forças íonͲdipolo.
Se�duas�moléculas�têm�aproximadamente�a�mesma�massa e�o�mesmo�tamanho,�as�forças�
dipoloͲdipolo�aumentam�com�o�aumento�da�polaridade.
7DEHOD�
Forças�Intermoleculares
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Há�uma�mistura�de�forças dipoloͲdipolo�
atrativas�e�repulsivas�quando�as�moléculas�se�
movimentam.
Forças�DipoloͲDipolo:
Forças�Intermoleculares
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Forças�DipoloͲDipolo:
Moléculas que possuem momento de dipolo permanente resultante de
uma distribuição não uniforme dos elétrons ligantes: acetona e acetaldeído são
exemplos – o grupo carbonila é altamente polarizado
GGͲG+ GͲG+GͲG+
Forças�Intermoleculares
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Predição dos pontos de ebulição relativos pela interpretação dipoloͲdipolo:
Quando dois compostos têm momentos de dipolo diferentes mas são muito semelhantes no resto,
esperaͲse que asmoléculas que têm o maior momento de dipolo elétrico interajam mais fortemente e ,
consequentemente, maior ponto de ebulição.
Qual�dos�compostos,�em�cada�item,�deve�apresentar�o�ponto�de�ebulição�mais�
alto?
oua) ou
Forças�DipoloͲDipolo:
Forças�Intermoleculares
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Ligações�de�Hidrogênio�:��H�ligado�a
A�ligação�de�H�explica o�fato�de�o�álcool�etílico�ter�um�ponto�de�ebulição�(78,5°C)
bem�mais�alto�que�o�éter�dimetílico (Ͳ24,9°C) – embora�ambos�apresentem�a�mesma�
massa�molecular
Que�tipo�de�interações�são�observadas�entre as�moléculas�do�éter�dimetílico?
CH3ͲOͲCH3:
:
Ligação�de�Hidrogênio:
Forças�Intermoleculares
O, N ou F
DipoloͲdipoloÆ interação�mais�fraca�que�as�ligações�de�hidrogênio
Álcool�etílico�
ou
etanol
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Ligações�de�Hidrogênio:
Forças�Intermoleculares
A água�tem�alto�ponto�de�fusão,�alto�calor�específico�e�alto�calor�de�vaporização
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Ligações�de�Hidrogênio:
Outro fator (além da polaridade e da ligação de H) que afeta o ponto de
fusão é a densidade e a rigidez de suas moléculas individuais:
Moléculas�simétricas possuem�pontos�de�fusão normalmente�elevados
Álcool�secͲbutílico
pf =�Ͳ 114°C
Álcool�isobutílico
pf =�Ͳ108°C
Álcool�butílico
pf =�Ͳ 90°C
Álcool�tertͲbutílico
pf =�25°C
Forças�Intermoleculares
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Forças�de�London,�van�der�Waals ou�dispersão:
Em moléculas apolares, como o metano, o ponto de fusão (Ͳ182,6°C) e o
ponto de ebulição (Ͳ162°C) são muito baixos:
Como�é�possível�obter�um�composto�nãoͲiônico�apolar�na�forma�de�um�líquido�ou�
sólido?
Como�é�possível�Liquefazer�gases�apolares?
Forças intermoleculares de atração: van der Waals (ou forças de London ou forças
de dispersão)
¾ A mais fraça de todas as forças intermoleculares.
Primeiro�proponente��
dessas�atrações�(1930)
Forças�Intermoleculares
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Forças�de�van�der�Waals:
Como�ocorrem?
1 – As forças de atração intermoleculares são as responsáveis pela formação de substâncias apolares nãoͲ
iônicas líquidas e sólidas;
2 – A distribuição média de carga de uma substância não polar é constante durante um período de tempo;
3 – Em um determinado instante, devido a movimentação de elétrons, os elétrons e, portanto, as cargas,
não devem aparecer uniformemente distribuídos: ocorrência de um dipolo instantâneo
4 – Tal dipolo pode induzir um dipolo nas moléculas vizinhas
Forças�Intermoleculares
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Forças�de�van�der�Waals:
Forças�Intermoleculares
6H PROpFXODV DSRODUHV QmR DSUHVHQWDP IRUoDV LQWHUPROHFXODUHV� FRPR H[SOLFDU TXH
JDVHV FRPR +H SRGHP VHU OLTXHIHLWRV H KLGURFDUERQHWRV DSRODUHV FRPR D JDVROLQD
VmR HQFRQWUDGRV QR HVWDGR OtTXLGR�
3DUD H[SOLFDU LVWR LPDJLQH TXH R PRYLPHQWR GRV HOpWURQV HP XP iWRPR GH KpOLR
SRGH FULDU XP momento de dipolo instantâneo ou induzido� &RPR RV HOpWURQV VH
UHSHOHP� HVWH GLSROR LQVWDQWkQHR SRGH FULDU XP RXWUR GLSROR LQVWDQWkQHR HP XPD
PROpFXOD YL]LQKD� ID]HQGR FRP RV iWRPRV VHMDP DWUDtGRV HQWUH VL� (VWH WLSR GH IRUoD
LQWHUPROHFXODU p FKDPDGD GH FORÇA DE DISPERSÃO DE LONDON
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Forças�de�van�der�Waals:
O�QUE�DETERMINA�A�GRANDEZA�DESSAS�FORÇAS??
Um�fator�importante�é�a�polarizabilidade relativa�dos�átomos�envolvidos�
Habilidade�dos�elétrons�reagirem�a�uma�variação�de�campo�elétricoHabilidade�dos�elétrons�reagirem�a�uma�variação�de�campo�elétrico
Tal�“habilidade”�está�relacionada�com�quão�soltos�ou�presos�os�elétrons�
estão�mantidos:
Nos�halogênios,�sentido�do�aumento�da�polarizabilidade:
F�<�Cl�<�Br <�I
Por�que?
O�número�de�elétrons�está�
aumentando.
Forças�Intermoleculares
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FForças�de�van�der�Waals:
$ LQWHQVLGDGH GDV IRUoDV GH GLVSHUVmR GH /RQGRQ GHSHQGH GD
POLARIZABILIDADE (Į)� PHGLGD GR JUDX GH GLVWRUomR GD QXYHP
HOHWU{QLFD GH XPD PROpFXOD
0ROpFXODV�SRODUL]iYHLV�VmR�DTXHODV�TXH�DSUHVHQWDP�XP�grande número de elétrons��
SRLV�VHX�Q~FOHR�WHP�PHQRU�DWUDomR�SRU�HVWHV��SRGHQGR�KDYHU�grande flutuação na 
densidade eletrônica H�SRUWDQWR�grandes cargas parciais instantâneas�
$V�IRUoDV�GH�GLVSHUVmR�GH�/RQGRQ��HQWmR�WHQGHP�D�DXPHQWDU�FRP�R�DXPHQWR�GR�
WDPDQKR�PROHFXODU�H�SRU�VXD�YH]�GD�PDVVD�PROHFXODUForças�Intermoleculares
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Forças�de�van�der�Waals:
Ainda�sobre�a�Polarizabilidade:
Ͳ Átomos com pares nãoͲcompartilhados são geralmente mais polarizáveis que aqueles com
apenas elétrons ligantes: Æ assim, um halogênio é muito mais polarizável do que um grupo
alquila (CH3) de tamanho comparável
As forças de dispersão de London dependem da forma da molécula:
Quanto�maior�for�a�área�de�superfície�disponível�para�contato,�maiores�são�as�forças�de�
dispersão.
Forças�Intermoleculares
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Forças�de�van�der�Waals:
As�forças de�dispersão de�London�dependem da forma�da molécula:�
Quanto�maior�for�a�área�de�superfície�disponível�para�contato,�maiores�são�as�forças�de�
dispersão�e�maior�o�ponto�de�ebulição.
As�forças�de�dispersão�de�
London�entre�moléculas�
esféricas�são�menores�do�
que�entre�as�moléculas�com�
formato�linear�porque�há�
menos�contato�e�menos�
intereções elétronͲelétron�:
Ponto�de�ebulição�(PE)�é�
influenciado�pela�superfície�
de�contato.�
Forças�Intermoleculares
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Forças�de�van�der�Waals:
As forças de dispersão tendem a aumentar em intensidade com o aumento da massa
molecular Æ o ponto de ebulição dos halogênios e dos gases nobres aumentam com o
aumento da massa molecular
Forças�Intermoleculares
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([HUFtFLR ��
2 JiV SUHVHQWH QDV EHELGDV JDVHLILFDGDV p R GLy[LGR GH FDUERQR �&2��� 2
DXPHQWR GD SUHVVmR H R DEDL[DPHQWR GD WHPSHUDWXUD IDFLOLWDP D GLVVROXomR GR
GLy[LGR GH FDUERQR HP iJXD� 4XH WLSR GH LQWHUDomR LQWHUPROHFXODU RFRUUH HQWUH DV
PROpFXODV GH GLy[LGR GH FDUERQR� HQWUH DV PROpFXODV GH iJXD H HQWUH DV
PROpFXODV GH GLy[LGR GH FDUERQR H iJXD� UHVSHFWLYDPHQWH"
D� 1RV WUrV FDVRV RFRUUHP LQWHUDo}HV GR WLSR GLSROR LQGX]LGR�GLSROR LQGX]LGR�
E� GLSROR LQGX]LGR�GLSROR LQGX]LGR� OLJDo}HV GH KLGURJrQLR� GLSROR�GLSROR LQGX]LGR�
F� OLJDo}HV GH KLGURJrQLR� OLJDo}HV GH KLGURJrQLR� GLSROR LQGX]LGR�GLSROR LQGX]LGR�
G� OLJDo}HV GH KLGURJrQLR� GLSROR LQGX]LGR�GLSROR LQGX]LGR� GLSROR�GLSROR LQGX]LGR�
H� GLSROR LQGX]LGR�GLSROR LQGX]LGR� OLJDo}HV GH KLGURJrQLR� OLJDo}HV GH KLGURJrQLR�
24
5HVSRVWD GR ([HUFtFLR �
(QWUH DV PROpFXODV GH GLy[LGR GH FDUERQR� &2� � RFRUUHP LQWHUDo}HV GR
WLSR GLSROR LQGX]LGR�GLSROR LQGX]LGR� SRLV R &2� p XPD PROpFXOD
DSRODU� 4XDQGR GXDV PROpFXODV DSRODUHV DSUR[LPDP�VH� RV HOpWURQV
GDV HOHWURVIHUDV GRV iWRPRV UHSHOHP�VH� SURYRFDQGR XP PRYLPHQWR GRV
HOpWURQV� TXH VH DFXPXODP HP XPD ~QLFD UHJLmR� 'HVVH PRGR� FULD�VH
XP GLSROR QD PROpFXOD GH &2�� SRLV XPD UHJLmR ILFD FRP DF~PXOR GH
HOpWURQV H FDUJD QHJDWLYD� H RXWUD UHJLmR ILFD FRP GHILFLrQFLD GH HOpWURQV
H FDUJD SRVLWLYD� H DVVLP HODV DWUDHP�VH IUDFDPHQWH�
-i DV PROpFXODV GH iJXD �+�2� UHDOL]DP OLJDo}HV GH KLGURJrQLR HQWUH R
KLGURJrQLR GH XPD PROpFXOD H R R[LJrQLR GH RXWUD�
$V PROpFXODV GH iJXD VmR SRODUHV� SRUWDQWR� Mi SRVVXHP XP GLSROR�
RX VHMD� XPD UHJLmR FDUUHJDGD QHJDWLYDPHQWH H RXWUD SRVLWLYDPHQWH� TXH
LQWHUDJH FRP DV PROpFXODV GH &2� TXH IRUDP LQGX]LGDV D WHU XP GLSROR�
3RU LVVR� p XPD LQWHUDomR HQWUH R GLSROR GD iJXD H R GLSROR LQGX]LGR GR
&2�� 25
5HODFLRQH�DV�FROXQDV�DEDL[R�H�LQGLTXH�TXDLV�VmR�DV�SULQFLSDLV�IRUoDV�
LQWHUPROHFXODUHV��FROXQD�,��TXH�RFRUUHP�HQWUH�DV�PROpFXODV�GDV�
VXEVWkQFLDV�PROHFXODUHV�OLVWDGDV�QD�FROXQD�,,�
&ROXQD�,�
,� /LJDomR�GH�KLGURJrQLR�
,,� ,QWHUDomR�GLSROR�GLSROR�
,,,� ,QWHUDomR�GLSROR�LQGX]LGR�GLSROR�LQGX]LGR�
&ROXQD�,,�
D��$P{QLD��1+���
E��ÈJXD��+�2��
F��$FHWDOGHtGR �&+�2��
G��%URPR��%U���
H��&LDQHWR�GH�KLGURJrQLR��+&1��
([HUFtFLR ��
26
D��$P{QLD��1+����,� /LJDomR�GH�KLGURJrQLR�
E��ÈJXD��+�2���,� /LJDomR�GH�KLGURJrQLR�
F��$FHWDOGHLGR �&+�2���,,� ,QWHUDomR�GLSROR�GLSROR�
G��%URPR��%U����,,,� ,QWHUDomR�GLSROR�LQGX]LGR�GLSROR�LQGX]LGR�
H��&LDQHWR�GH�KLGURJrQLR��+&1���,,� ,QWHUDomR�GLSROR�GLSROR�
5HVSRVWD GR ([HUFtFLR ��
([HUFtFLR����
,QGLTXH�D�SRODULGDGH�GDV�PROpFXODV�DFLPD�H�H[SOLTXH�
SRUTXH�
a)�
b)�
c)�
d)
e)�
27
([HUFtFLR ��
2V FRPSRVWRV HP FDGD XP GRV LWHQV D VHJXLU WrP DV PHVPDV PDVVDV �RX
VLPLODUHV�� 4XDO FRPSRVWR HP FDGD LWHP YRFr HVSHUDULD WHU R SRQWR GH
HEXOLomR PDLV DOWR" -XVWLILTXH VXDV UHVSRVWDV�
D� &+�&+�&+�&+�2+ RX &+�&+�2&+�&+�
E� �&+���1 RX &+�&+�1+&+�
F� &+�&+�&+�&+�2+ RX +2&+�&+�&+�2+
Forças�Intermoleculares
5HVSRVWD�GR�([HUFtFLR���
D��,QWHUDo}HV�GH�+�!�GLSROR�GLSROR
D� 'LSROR�GLSROR���,QWHUDo}HV�GH�+
E� 4XDQWR�PDLV�OLJDo}HV�GH�+�PDLRU�R�SRQWR�GH�HEXOLomR��SRUWDQWR�D�
VHJXQGD�PROpFXOD�WHP�PDLRU�3(��
28
29
30