7 Fisico Quimica av 1 a

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Objetivos específicos da disciplina
Identificar a relevância e aplicação da físico-química nas ciências farmacêuticas e nas atividades profissionais cotidianas do farmacêutico;
Conhecer as propriedades físico-químicas relevantes dos gases, líquidos puros, soluções e sólidos;
Compreender os principais conceitos da termodinâmica e da cinética envolvidos nos processos químicos e bioquímicos;
Reconhecer os tipos de sistemas dispersos aplicados à indústria farmacêutica.
Força = massa x aceleração 
A unidade de força obtida é o newton, N; (1 N = 1 kg.m/s2 ).
Força é uma grandeza direcional, no sentido de que tem direção e magnitude. Para um corpo na superfície da Terra, a força de atração gravitacional é dirigida no sentido do centro da Terra. 
Interações Intermoleculares:
Na natureza, a maior parte da matéria pode ser encontrada em três estados físicos: sólido, líquido e gasoso. O que determina o estado em que a matéria se encontra é a proximidade das partículas que a constitui. Essa característica obedece a fatores como:
Força de atração ou coesão: faz com que as moléculas se aproximem umas das outras.
Força de Repulsão: faz com que as moléculas se afastem umas das outras.
Os estados de agregação da matéria também são chamados de estados físicos da matéria. O volume, a densidade e a forma de um composto, podem variar de acordo com a temperatura.
Tipos de Interações Intermoleculares
Sabe-se que existem três tipos de forças atrativas entre moléculas neutras: forças dipolo-dipolo, de dispersão de London e de ligação de hidrogênio.
Essas forças são também chamadas forças de van der Waals em homenagem a Johannes van der Waals, que desenvolveu a equação para determinar o desvio de gases do comportamento ideal.
Outro tipo de força atrativa, a força íon-dipolo, é importante em soluções. Todas as quatro forças são eletrostáticas por natureza, envolvendo atrações entre espécies positivas e negativas. Todas tendem a ser até 15% menos fortes do que as ligações covalentes e iônicas.
Tipos de interações intermoleculares:
Forças Íon-dipolo:
Uma força íon-dipolo existe entre um íon e a carga parcial em certo lado de uma molécula polar. 
As moléculas polares são dipolos; elas têm um lado positivo e outro negativo. 
Os íons positivos são atraídos pelo lado negativo de um dipolo, enquanto os negativos são atraídos pelo lado positivo. A magnitude dessa atração aumenta conforme a carga do íon ou a magnitude do dipolo aumenta. 
As forças íon-dipolo são especialmente importantes em soluções de substâncias iônicas em líquido polares, como uma solução de NaCl em água.
Tipos de interações intermoleculares:
Forças Dipolo-Dipolo:
Moléculas polares neutras se atraem quando o lado positivo de uma molécula está próximo do lado negativo de outra. Essas forças dipolo-dipolo são efetivas tão somente quando as moléculas polares estão muito próximas, sendo elas geralmente mais fracas do que as forças íon-dipolo.
Em líquidos, as moléculas polares estão livres para se movimentar em relação às outras. Elas estarão algumas vezes em uma orientação que é atrativa e outras em uma orientação que é repulsiva.
Duas moléculas que se atraem passam mais tempo próximas uma da outra que duas moléculas que se repelem. Portanto, o efeito como um todo é uma atração líquida.
Forças Dipolo-Dipolo:
Quando examinamos vários líquidos, descobrimos que para moléculas de massas e tamanhos aproximadamente iguais, a força das atrações intermoleculares aumenta com o aumento da polaridade.
Para as forças dipolo-dipolo atuarem, as moléculas devem ser capazes de conseguir se aproximar com a orientação correta.
Para moléculas de polaridade comparável, consequentemente, as com menores volumes moleculares, geralmente sofrem maiores forças atrativas dipolo-dipolo.
Forças de Dispersão de London:
Não pode haver forças dipolo-dipolo entre átomos e moléculas apolares. Entretanto, deve existir algum tipo de interação atrativa porque gases apolares podem ser liquefeitos.
A origem de suas atrações foi primeira proposta em 1930 por Fritz London, um físico germano-americano. London identificou que o movimento de elétrons em um átomo ou molécula pode criar um momento de dipolo instantâneo.
Em uma coleção de átomos de hélio, por exemplo, a distribuição média de elétrons ao redor de cada núcleo é esfericamente simétrica. Os átomos são apolares e não possuem momento permanente. Entretanto, a distribuição instantânea dos elétrons pode ser diferente da distribuição média.
Forças de Dispersão de London:
Se pudéssemos congelar o movimento de elétrons em um átomo de hélio em determinado instante, ambos os elétrons poderiam estar em um lado do núcleo. Apenas nesse momento, então, o átomo teria um momento de dipolo instantâneo.
Como os elétrons se repelem, os movimentos em um átomo influenciam os movimentos dos elétrons em seus vizinhos. Assim, o dipolo temporário em um átomo pode induzir um dipolo similar em um átomo adjacente, fazendo com que os átomos sejam atraídos entre si. Essa interação atrativa é chamada de força de dispersão de London. Tal força, como as dipolo-dipolo, é significativa quando as moléculas estão próximas.
Forças de Dispersão de London:
A facilidade com que a distribuição de cargas em uma molécula pode ser distorcida por um campo elétrico externo é chamada polarizabilidade. Podemos pensar na polarizabilidade de uma molécula como uma medida da “maciez” de sua nuvem eletrônica.
Quanto maior a polarizabilidade de uma molécula, mais facilmente sua nuvem eletrônica será distorcida para dar um dipolo momentâneo. Dessa forma, moléculas mais polarizáveis têm forças de dispersão de London mais fortes.
Em geral, moléculas maiores tendem a ter maiores polarizabilidades por elas terem maior número de elétrons, que estão mais afastados do núcleo.
Forças de Dispersão de London:
A intensidade das forças de dispersão de London, portanto, tendem a aumentar com o aumento do tamanho molecular. Uma vez que o tamanho molecular e a massa geralmente assemelham-se, as forças de dispersão tendem a aumentar em intensidade com o aumento da massa molecular.
As formas espaciais das moléculas também influenciam nas magnitudes das forças de dispersão. 
As forças de dispersão ocorrem entre todas as moléculas, não importa se elas são polares ou apolares. As moléculas polares sofrem interações dipolo-dipolo, mas elas também sofrem forças de dispersão ao mesmo tempo. Na realidade, estima-se que as forças de dispersão são responsáveis por mais de 80% da atração total entre as moléculas; as atrações dipolo-dipolo respondem pelo resto.
Forças de Dispersão de London
Quando comparadas as forças relativas das atrações intermoleculares, as seguintes generalizações devem ser consideradas:
Quando as moléculas têm massas e formas comparáveis, as forças de dispersão são aproximadamente iguais. Nesse caso, as diferenças em magnitudes das forças atrativas devem-se às diferenças nas forças de atração dipolo-dipolo, com a maioria das moléculas polares tendo as atrações mais fortes;
Quando as moléculas diferem muito em suas massas moleculares, as forças de dispersão tendem a ser decisivas. Nesse caso, as diferenças nas magnitudes das forças atrativas podem geralmente ser associadas com as diferenças nas massas moleculares, com a molécula mais massiva tendo as atrações mais fortes.
Ligação de Hidrogênio:
A ligação de hidrogênio é um tipo especial de atração intermolecular entre o átomo de hidrogênio em uma ligação polar (particularmente uma ligação H-F, H-O ou H-N) e um par de elétrons não compartilhado em um íon ou átomo pequeno e eletronegativo que esteja próximo (geralmente um átomo de F, O ou N em outra molécula).
As ligações de hidrogênio podem ser consideradas atrações dipolo-dipolo ímpares. Como F, N e O são muito eletronegativos, uma ligação entre o hidrogênio e qualquer um desses três elementos é bastante polar, com o hidrogênio no lado positivo.
O átomo de hidrogênio não tem elétrons de cerne. Assim, o lado positivo do dipolo da ligação tem acarga concentrada parcialmente exposta, quase exibindo o próton do núcleo do hidrogênio. Essa carga positiva é atraída pela carga negativa de um átomo eletronegativo em uma molécula próxima.
Ligação de Hidrogênio:
Como o hidrogênio pobre em elétrons é muito pequeno, ele pode aproximar-se muito de um átomo eletronegativo para, em seguida, interagir fortemente com ele.
As energias das ligações de hidrogênio variam de aproximadamente 4 kJ/mol a 25 kJ/mol ou mais. Portanto, elas são muito mais fracas que as ligações químicas ordinárias. Todavia, em virtude de as ligações de hidrogênio serem geralmente mais fortes que as forças dipolo-dipolo e de dispersão, elas têm um papel importante em muito sistemas químicos, incluindo os de significância biológica.
A densidade mais baixa do gelo comparada com a da água pode ser entendida em termos das interações de ligação de hidrogênio entre as moléculas de água. 
Ligação de Hidrogênio:
No estado líquido, cada molécula de água sofre variações contínuas de interações com seus vizinhos. 
A ligação de hidrogênio é uma componente principal dessas interações. As moléculas estão tão próximas quanto possível, mesmo que seus movimentos térmicos mantenham-nas em constante movimento.
Entretanto, quando a água congela, as moléculas assumem um arranjo aberto e ordenado. Esse arranjo otimiza as interações de ligação de hidrogênio entre as moléculas, mas ele cria uma estrutura menos densa para o gelo se comparada com a da água.
Uma determinada massa de gelo ocupa maior volume que a mesma massa de água líquida.
Estados de agregação da matéria
Estados Físicos da Matéria
O vapor de água – ou umidade – no ar, a água em um lago e o gelo nas geleiras são todas formas da mesma substância, H2O. Todos eles têm as mesmas propriedades químicas. Entretanto, suas propriedades físicas diferem muito porque as propriedades físicas de uma substância dependem de seu estado físico.
Virtualmente, todas as substâncias líquidas à temperatura ambiente são moleculares. As forças nas moléculas que originam as ligações covalentes influenciam a forma especial molecular, as energias de ligação e muitos aspectos do comportamento químico.
Entretanto, as propriedades físicas de líquidos e sólidos moleculares são relativas em grande parte às forças intermoleculares, as forças que existem entre as moléculas.
Estados Físicos da Matéria:
Os gases consistem em uma coleção de moléculas largamente separadas em movimento caótico constante. A falta de forças atrativas fortes entre as moléculas permite que um gás se expanda para preencher o recipiente que o contém.
Nos líquidos, as forças atrativas intermoleculares são fortes o suficiente para manter as moléculas juntas. Portanto, os líquidos são muito mais densos e muito menos compressíveis que os gases.
Diferindo dos gases, os líquidos têm volumes definidos, independentemente do tamanho e forma do recipiente que os contém. Entretanto, as forças atrativas nos líquidos não são fortes o suficiente para impedir que as moléculas se movimentem próximas às outras. Assim, os líquidos podem ser derramados e eles assumem as formas dos recipientes que os contém.
Estados Físicos da Matéria
Nos sólidos, as forças atrativas intermoleculares são fortes o suficiente não apenas para manter as moléculas juntas, mas para virtualmente prendê-las no lugar.
Os sólidos, como os líquidos, não são muito compressíveis porque as moléculas têm pouco espaço livre entre elas. Geralmente, as moléculas assumem posições em um padrão altamente regular. Os sólidos possuem estruturas altamente ordenadas e são ditos serem cristalinos.
Exercicio: 
1 - Um gás é aquecido a volume constante. A pressão exercida pelo gás sobre as paredes do recipiente aumenta, porque:
R – As moléculas passa a se chocar com maior frequência com as paredes.
2 – Se um mol de gás ideal tiver a pressão reduzida à metade o volume duplicado, será a temperatura é:
R – Duplicada.
3 – O que são forças ou ligações intermoleculares:
R – São as forças de atração mutua que surgem entre as moléculas covalentes.
4 – O que é ligação dipolo-dipolo:
R – É a ligação que ocorre entre moléculas polares, na forma de dipolo elétrico permanente.
5 - O que ponte de hidrogênio:
R – São as forças de atração que surgem entre o hidrogênio e o átomo fortemente eletronegativo, como o flúor, o oxigênio e o nitrogênio.
6 – O que são forças de Van der Waals:
R – São as forças de atração mutua que surgem entre moléculas apolares devido a formação de dipolo induzidos.
7 – Um iceberg é composto por moléculas de agua que se mantem fortemente unidas por meio de interações do tipo:
R – Ligações de hidrogênio.
8 – Numere a segunda coluna de acordo com a primeira considerando os tipos de ligações para as espécies químicas:
Substancia			Ligação
1 - Ne				4 - Ionica
2 – Fe				3 - covalente polar
3 – NH3			5 - covalente apolar
4 – KF				2 - metálica
5 – O2				1 - Van der Waals
9 – As grandezas que definem completamente o estado de um gas são:
R – Massa, pressão, volume E temperatura.
10 – Um gás tende a ocupar todo o volume que lhe é dado. Isso ocorre porque:
R – O movimento de suas partículas é aleatório, e entre duas colisões sucessivas com velocidades constante.
11 – O volume de uma dada massa de gas será dobrado, á pressão atimosferica, se a temperatura do gás variar de 150*C a:
R – 573*C
12- Apolar > As moléculas não apresentam polaridades.
13 – Polar > as moléculas apresentam polos, um com resido de carga negativa e outro com resido de carga positiva.
14 – Dissociação iônica > separação dos ions de uma substancia iônica por dissolução em agua por fusão.
15 – Eletronegatividade > propriedades dos elementos de atrair elétrons. Depende de do raio atômico e de carga nuclear.
16 – Ligação Ionica > ligação entre cátions e anions pela atração elétrica.
17 – Ligação covalente > ligação em que um par de elétrons compartilhado é formado pelos elétrons dos dois átomos que estão ligados . É possível formar até três ligações entre dois átomos.