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O H H H H O Que forças mantêm as moléculas unidas nos estados sólidos e líquidos? Forças (interações ou ligações) intermoleculares: - Dipolo induzido-Dipolo induzido; - Dipolo-Dipolo (permanente) - Ligação de Hidrogênio (pontes) 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 Johannes Diederik Van der Waals (1837-1923), físico holandês, recebeu o Prêmio 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 As forças Intermoleculares Momento do dipolo - R = Q.d - Momento do dipolo Q – Carga d – Distância entre os centros das cargas + - d + Q - Q Momento do dipolo - R = Q.d 7 + - d + Q - Q R = 0 (Espécie apolar) R 0 (Espécie polar) Momento do dipolo - R Dipolo induzido-dipolo induzido - Ocorre entre moléculas apolares; - Quando estas substâncias se encontram no estado líquido ou sólido, ocorre a deformação de suas nuvens eletrônicas, originando dipolos induzidos (instantâneos); - Alguns exemplos: H2, O2, F2, Cl2, CO2, CH4, C2H6 Momento do dipolo - R O=C=O R = 0 (Espécie apolar) 1 2 R = 1 - 2 Momento do dipolo - R C O O O 2- 1 2 3 Momento do dipolo - R 1 2 3 R = 0 (Espécie apolar) R 1 e 2 Momento do dipolo - R 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 às moléculas vizinhas, resultando daí forças de atração entre moléculas. B Molécula apolar Dipolo instantâneo + + - - - - Dipolo induzido A A B 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 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 Dipolo permanente – dipolo permanente (dipolo-dipolo) - É característico das moléculas polares; - As forças intermoleculares do tipo dipolo-dipolo ou dipolo induzido-dipolo induzido são denominadas de forças de van der Waals. - Alguns exemplos: HCl, HBr, H2S, CO, HCCl3, SO2 Ilustração esquemática da ligação de van der waals • São ligações secundárias fracas que estão relacionadas a atração de dipolos elétricos 20 Representação esquemática da ligação de Van der Waals para o ácido fluorídrico Representação esquemática de uma molécula polar • Dipolos elétricos ocorrem quando os centros das cargas positivas não coincidem com o centro das cargas negativas em uma molécula Ligações por dipolos induzidos Ligações dipolo-dipolo Entre as moléculas de H2S estabelecem-se ligações dipolo- dipolo. H H H H S S Ligações dipolo-dipolo • 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. H H H H O S Gás ( 25º C ) Líquido ( 25º C ) Ligações dipolo-dipolo As ligações dipolo-dipolo estabelecem-se entre moléculas polares ( R 0 ). O H H H H O O H H + - + + + + + - - Ligações dipolo-dipolo Ligação dipolo-dipolo O H H H H O S H H Ligação de Hidrogênio A ligação de Hidrogênio é um caso particular da ligação dipolo-dipolo. - Ocorre entre moléculas que apresentam átomos de hidrogênio ligados a um átomo de F, O, N, os quais são altamente eletronegativos, originando dipolos muito acentuados. Ligação de Hidrogênio 28 Atração por “pontes” de hidrogênio entre moléculas de água Ligações de Hidrogênio • As ligações de H estabelecem-se entre átomos pequenos e eletronegativos (N, Cl , O e F) e o átomo de H. O H H H H O O H H + - + + + + + - - As forças intermoleculares Quanto mais fortes forem as ligações intermoleculares, maior será a energia necessária para romper as ligações entre as moléculas. O H H O H H Ligações de Debye O pólo positivo do dipolo permanente (molécula polar) vai atrair a nuvem eletrônica da molécula apolar, deformando-a. Esta deformação corresponde ao aparecimento de um dipolo induzido. H H O + + Cl Cl Ligações de Debye As “moléculas” ficam ligadas por forças do tipo dipolo permanente -dipolo induzido. Dipolo 1 Molécula apolar Dipolo 1 Dipolo induzido + - + - - + Dois fatores influenciam nas TF e TE: 1) Tipo de forças intermoleculares: quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores sua TF e TE. Em moléculas com tamanhos ~ iguais: - Quanto maior a intensidade de interação, maiores sua TF e TE Ordem crescente de intensidade de interação Dipolo induzido-dipoli induzido < dipolo-dipolo < ligação de H Forças intermoleculares e Pontos de Fusão e Ebulição 2) O tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho de uma molécula, maiores sua TF e sua TE. Em moléculas com mesmo tipo de interação: Forças intermoleculares e Pontos de Fusão e Ebulição Quanto maior o tamanho das moléculas, maior sua TF e TE. Forças intermoleculares e Pontos de Fusão e Ebulição Polaridade, Forças intermoleculares e solubilidade Substâncias polares tendem a se dissolver em solventes polares. Substâncias apolares tendem a se dissolver em solventes apolares. As forças Intermoleculares Forças intermoleculares mais fortes Maior ponto de fusão Maior ponto de ebulição O H H O H H As forças Intermoleculares As ligações intermoleculares são mais fracas do que as ligações intramoleculares (ligações entre os átomos que constituem as moléculas). O H H H H O O H H 42 As forças Intermoleculares íon-dipolo Dipolo permanente – dipolo induzido Dipolo-dipolo Dipolo instantâneo- dipolo induzido E n e rg ia d e l ig a ç ã o Influência da energia da ligação em algumas propriedades dos materiais Quanto maiora energia envolvida na ligação química há uma tendência de: • Maior ser o ponto de fusão do composto • Maior a resistência mecânica • Maior a dureza • Maior o módulo de elasticidade • Maior a estabilidade química • Menor a dilatação térmica Ressonância Algumas moléculas têm estruturas que não podem ser expressas corretamente por uma única estrutura de Lewis (p.e. o íon nitrato, NO3 - ), que é usado na forma de nitrato de potássio, em fogos de artifício e em fertilizantes. As três estruturas de Lewis diferem apenas na posição da dupla ligação. Elas são igualmente válidas e tem a mesma energia. A evidência experimental é que as ligações do íon nitrato são todas iguais. Como as 3 ligações são idênticas, um modelo melhor para o íon nitrato é uma fusão de 3 estruturas de Lewis, com cada ligação tendo propriedades intermediárias entre uma simples e uma dupla. Essa fusão de estruturas é chamada de ressonância. A estrutura resultante da fusão é um híbrido de ressonância da estruturas de Lewis que contribuem. A molécula não oscila entre as 3 estruturas de Lewis diferentes.: um híbrido de ressonância é uma fusão de estruturas, da mesma forma que uma mula é uma fusão entre um cavalo e um burro e não uma criatura que se alterna entre os dois. Ressonância O benzeno é outra substância cuja molécula é melhor descrita por um híbrido de ressonância. O químico alemão F. Kekuké foi o primeiro a propor (em 1865) que o benzeno tem uma estrutura cíclica com ligações simples e duplas alternadas. Ressonância no benzeno • O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel hexagonal. Cada átomo de C está ligado a dois outros átomos de C e um átomo de hidrogênio. • Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de C. • A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as ligações C-C têm o mesmo comprimento. • Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é plano. Desenhando as estruturas de Lewis Ressonância no benzeno • Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno de tal forma que haja ligações simples entre cada par de átomos de C e os seis elétrons adicionais estejam deslocalizados por todo o anel: • O benzeno pertence a uma categoria de moléculas orgânicas chamada de compostos aromáticos (devido ao seu cheiro). Desenhando as estruturas de Lewis Estruturas de ressonância • Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas de Lewis. • Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas podem ter estruturas similares às ligações múltiplas entre diferentes pares de átomos. • Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas ligações idênticas, ao passo que a estrutura de Lewis requer uma simples (mais longa) e uma ligação dupla (mais curta). O O O Desenhando as estruturas de Lewis Estruturas de ressonância Desenhando as estruturas de Lewis Estruturas de ressonância • A estrutura de ressonância tem duas ligações idênticas de caráter intermediário. A estrutura do ozônio é melhor representada assim: O O O O O O Desenhando as estruturas de Lewis
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