aula 04-forças_intermoleculares

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

*
Geometria Molecular e Interações Intermoleculares
Físico-Química 
Prof. Carlos Eduardo
*
Geometria Molecular
É o estudo de como os átomos estão distribuídos espacialmente em uma molécula. 
Para se determinar a geometria de uma molécula, é preciso conhecer a teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência.
*
Repulsão dos pares de elétrons da camada de valência
		Baseia-se na ideia de que pares eletrônicos da camada de valência de um átomo central, estejam fazendo Ligação química ou não, se comportam como nuvens eletrônicas que se repelem, ficando com a maior distância angular possível uns dos outros. 
*
Geometria Molecular
*
Linear l80º
HCl
HBr
*
Linear 180º
CO2
Dica: Linear
1 lig simples --- H2
2 lig. Simples sem par exposto --- BeH2
2 lig. Dupla --- CO2
1 lig. Tripla --- C2H2
*
Angular 104,5º
H2O
*
Trigonal Plana 
BF3 120º
*
Pirâmide Trigonal 107,3º 
NH3
*
Tetraédrica (CH4) 109,5º
*
Conceito de Eletronegatividade
	É a tendência que o átomo de um determinado elemento apresenta para atrair elétrons, num contexto em que se acha ligado a outro átomo.
Fui Ontem No Clube Brasil I Só Comi Pão Húngaro Metais
*
Valores de Eletronegatividade
*
Polaridade das Ligações
*
Ligação Polares e Apolares
Ligação covalente polar ∆ = 4,0 – 2,1 = 1,9
 δ+   δ- 	H ─ Cl     *Como o Cloro é mais eletronegativo, atrai para si o pólo com carga positiva.
Ligação covalente apolar ∆ = 2,1 -2,1 = 0
	H ─ H * Possuem a mesma eletronegatividade.
*
Ligação Iônica X Ligação Covalente
Ligação iônica : Doação e recebimento de elétrons. (metais com não metais),( 1, 2 e 3 com 5, 6 e 7)
Valores de ∆ >2 indica ligação com caráter iônico.
KCl ∆ = 3,0 – 0,8 = 2,2 (IÔNICA)
NaCl ∆ = 3,0 – 0,9 = 2,1 (IÔNICA)
 
*
Ligação Iônica X Ligação Covalente
Ligação Covalente: Compartilhamento de pares de elétrons. (Não metais)
Valores de ∆ <1,5 indica ligação com caráter predominantemente covalente.
Cl2 ∆ = 3,0 – 3,0 = zero (COVALENTE APOLAR)
BrCl ∆ = 3,0 – 2,8 = 0,2 (COVALENTE POLAR)
ICl ∆ = 3,0 – 2,5 = 0,5 (COVALENTE POLAR)
HCl ∆ = 3,0 – 2,1 = 0,9 (COVALENTE POLAR)
*
Polaridade das Moléculas
*
Polaridade de moléculas
A polaridade de uma molécula é verificada pelo valor do momento de dipolo →µ
 H2 H─H geometria linear →µ = zero Apolar
HF H ─F geometria linear →µ ≠ 0 Polar
CO2 O═C ═ O geometria linear →µ = 0 Apolar
HCN H ─ C≡N geometria linear →µ ≠ 0 Polar
*
Momento do dipolo - R
= Q.d
- Momento do dipolo
Q – Carga
d – Distância entre os centros das cargas
*
+
-
d
+ Q
- Q
Clica Enter
*
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
*
Polaridade das moléculas
Amônia(NH3) Polar
H2O Polar
CH4 Apolar
HCCl3 Polar
*
Polaridade e Solubilidade
*
Polaridade e Solubilidade
Semelhante dissolve semelhante.
Soluto polar tende a dissolver bem em solvente polar.
Soluto apolar tende a dissolver bem em solvente apolar.
*
Polaridade e Solubilidade
A solubilidade diminui, em meio aquoso, com o aumento da cadeia.
Os álcoois até 3 ou 4 carbonos são bastante solúveis devido a presença da hidroxila. 
Essa solubilidade do álcool diminui a medida que o número de carbono aumenta.
*
Solubilidade e Tamanho da Cadeia 
H3COH
H3CH2OH
H3CCH2CH2OH
H3CCH2CH2CH2OH
H3CCH2CH2CH2CH2OH
H3CCH2CH2CH2CH2CH2OH
*
Grupo Hidrófobo e Hidrófilo
Nonanoato de sódio 
*
Vitaminas Lipossolúveis
Vitamina D
Vitamina E
Vitamina A
*
Vitaminas Hidrossolúveis
Vitamina C
ff
*
As forças Intermoleculares
O
H
H
H
H
O
*
Forças Intermoleculares
 
Dipolo-dipolo (ou Dipolo permanente - Dipolo permanente)
Pontes de Hidrogênio ou Ligação de Hidrogênio
Dipolo-dipolo induzido
Forças de Van der Waals de London Dipolo-dipolo induzido (ou Dipolo induzido – Dipolo induzido) 
*
As forças Intermoleculares
O que mantém as moléculas unidas nos estados sólido e líquido são as forças intermoleculares
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
*
Ligações dipolo-dipolo
Ocorre em moléculas polares. O polo negativo atrai o polo positivo de outra molécula, e vice- versa
S
H
H
H
H
S
S
H
H
+
-
+
+
+
+
+
-
-
*
Ligações dipolo-dipolo 
H
H
H
H
S
Entre moléculas de H2S estabelecem-se ligações dipolo-dipolo.
S
*
Ligações dipolo-dipolo 
H
H
H
H
S
Quando maior for a diferença de eletronegatividade entre os átomos, mais forte será a ligação dipolo-dipolo
S
*
Ligações de Hidrogênio
As ligações de H estabelecem-se entre átomos muito eletronegativos (F, O e N) e o átomo de H.
O
H
H
H
H
O
O
H
H
+
-
+
+
+
+
+
-
-
*
Ligações de Hidrogênio
As ligações de H são das ligações intermoleculares mais fortes.
O
H
H
H
H
O
O
H
H
+
-
+
+
+
+
+
-
-
*
Ligações de hidrogênio 
Ligação dipolo-dipolo 
O
H
H
H
H
O
S
H
H
Ligação por ponte de H 
*
Dipolo-Dipolo induzido
Ocorre nas moléculas Apolares.
Uma força maior pode deslocar o par eletrônico para um dos átomos da molécula criando um DIPOLO INDUZIDO. 
H
H
O
+
+
Cl
Cl
*
Dipolo-Dipolo Induzido
As “moléculas” ficam ligadas por forças dipolo permanente -dipolo induzido.
Dipolo 1
Molécula
apolar
Dipolo 1
Dipolo 
induzido
+
-
+
-
-
+
Clica Enter
*
Ligações de London
O Dipolo instantâneo exerce uma força de atração sobre a molécula vizinha, e vive-versa, surge então uma força de atração temporária chamada de forças de dispersão
B
Molécula
apolar
Dipolo 
instantâneo
+
+
-
-
-
Dipolo 
induzido
A
A
B
+
*
Ligações de London
Esse tipo de força também é conhecida como força DIPOLO INDUZIDO- DIPOLO INDUZIDO 
B
Molécula
apolar
Dipolo 
instantâneo
+
+
-
-
-
-
Dipolo 
induzido
A
A
B
*
Forças Intermoleculares
	Quanto mais fortes as ligações intermoleculares, maior será a energia necessária para romper as ligações entre moléculas.
O
H
H
O
H
H
*
As forças Intermoleculares
Para moléculas de tamanho aproximado:
Forças intermoleculares mais fortes
Maior ponto de fusão e ebulição
O
H
H
O
H
H
Clica Enter
*
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 se estabelecem ligações dipolo-dipolo.
Gás ( 25º C )
Liquido ( 25º C )
*
Ligações de Hidrogênio
É necessário fornecer mais energia à água para romper essas ligações ( Hidrogênio ), por isso o seu ponto de ebulição é maior que o do H2S
O
H
H
H
H
O
O
H
H
+
-
+
+
+
+
+
-
-
*
As forças Intermoleculares
Pontes de hidrogênio
Dipolo –dipolo induzido
Dipolo-dipolo
Dipolo induzido-dipolo induzido
Energia da ligação
*
Tensão superficial da água
*
Todas as proteínas que compõe o nosso organismo são constituídas por sequências de aminoácidos, ligados covalentemente. Estes compostos
possuem grupos -OH e -NH capazes de formar uma forte rede de ligações intermoleculares.
O DNA de todos os humanos: sua forma de dupla-hélice - é mantida graças às ligações hidrogênio entre os grupos dos -OH e -NH das bases nitrogenadas heterocíclicas que o compõe: GCAT. 
*
Forças Intermoleculares e Ponto de Ebulição
*
Forças Intermoleculares e Ponto de Ebulição
Quando uma substância á aquecida e passa do estado líquido ou sólido para o estado gasoso ocorre o rompimento de ligação intermolecular.
*
Força de ligação e Ponto de Ebulição 
Ligação de Hidrogênio: HF- H2O - NH3
Ligação Dipolo Dipolo: HCl – HBr – HI
Ligação de Dipolo-instantâneo ou DI: F2, Cl2, Br2, I2
*
 Ponto de Ebulição e Tamanho da Cadeia
H3CCH2CH2CH2CH2CH2OH
H3CCH2CH2CH2CH2OH
H3CCH2CH2CH2OH
H3CCH2CH2OH
H3CH2OH
H3COH
*
Ponto de Ebulição
Numa cadeia de massa igual a menos ramificada é mais estável porque aumenta a extensão para a atuação das forças intermoleculares.
*
Ponto de Ebulição
	Quanto mais fortes forem as ligações intermoleculares, mais elevada será a temperatura de ebulição.
	Quanto mais “esférica” for a molécula, menor será seu ponto de ebulição, já que as forças de Van der Waals são mais eficientes quanto maior for a superfície de contato.
*
Solubilidade da sacarose (açúcar (C12H22O11) e do sal (cloreto de sódio (NaCl) em água (H2)
*
Densidade
 As substâncias Orgânicas são, em geral pouco densas (tem densidade menor que da água) por este motivo quando insolúveis em água essas substâncias formam uma camada que “flutua” sobre a água, como acontece com a gasolina, o éter comum , o benzeno, etc.
Substâncias orgânicas contendo um ou mais átomos de massas atômicas elevadas podem ser mais densas que a água , exemplo CHBr3 é três vezes mais denso que a água.
*
Viscosidade
Quanto maior a polaridade de uma molécula, maior será sua viscosidade
Comparando a gasolina e a glicerina:
 A glicerina apresenta: 		 glicerina		 gasolina
Maior polaridade
Maior temperatura de ebulição
Maior solubilidade em água
Menor volatilidade
Maior viscosidade
*
Soluções
Constante dielétrica do solvente:
		Propriedade relacionada com a quantidade de energia necessária para separar dois ou mais corpos carregados com cagas opostas existente no solvente, em comparação com a energia necessária para separar os mesmos corpos no vácuo (ex.: a constante dielétrica da água a 25°C é 78,5).
	
*
Soluções
Constante dielétrica, a 20°C, de alguns líquidos
*
Soluções
Solubilidade do Fenobarbitol (apolar). 
*
Obrigado!
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*