Forças intermoleculares. Propriedades dos líquidos

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Forças intermoleculares. 
Propriedades dos líquidos. 
• 41 kJ são necessários para vaporizar 1 
mol de água (inter) 
• 930 kJ são necessários para quebrar 
todas as ligações O-H em 1 mol de 
água (intra) 
Inter x Intra 
• Forças intermoleculares são forças atrativas entre 
moléculas 
• Forças intramoleculares mantêm os átomos 
unidos em uma molécula 
• Geralmente, intermoleculares são muito mais 
fracas que as intramoleculares 
Propriedades físicas que 
respondem às forças 
intermoleculares: 
• Temperatura de fusão 
• Temperatura de ebulição 
• Entalpia de vaporização 
• Entalpia de fusão 
• Entalpia de sublimação 
Tipos de ligações químicas 
• As ligações interatômicas podem ser classificadas 
quanto à suas intensidades em ligações primárias ou 
fortes e ligações secundárias ou fracas. 
 
• As ligações primárias podem ser de três tipos: iônica, 
covalente e metálica. (energia de ligação da ordem de 
100 – 1000 kJ/mol) 
 
• As ligações secundárias envolvem energias de 
ligação da ordem de apenas ~ 40 kJ/mol. 
Embora existam alguns tipos de ligações 
fracas, elas são geralmente englobadas dentro 
da designação de ligações de van der Waals. 
 
São interações causadas pela flutuação de densidade eletrônica na molécula (dipolos) 
Ligações secundárias 
• São fracas e não são direcionais. 
• Dependem da geometria da molécula 
• Pode existir uma molécula apolar, mas 
construída com ligações polares? 
Moléculas polares Molécula apolar 
Tipos de ligações secundárias 
1. Dipolo permanente – dipolo permanente 
2. Íon – dipolo permanente 
3. (Íon ou Dipolo permanente) – dipolo 
induzido 
4. Dispersão, ou de London (dipolo induzido – 
dipolo induzido) 
 
 
 
1) Dipolo permanente – dipolo 
permanente 
Duas 
moléculas 
polares se 
unindo 
Ligação de Hidrogênio 
Ligação Tipo Magnitude (kJ/mol) 
Primária 
Covalente 
Iônica 
100-1000 
100-1000 
Secundária 
Dipolo-dipolo 
Dispersão 
Ligação de H 
0.1-10 
0.1-2 
10-40 
 
 átomo de H ligado a um átomo bastante eletronegativo  ligações de 
hidrogênio. 
 
 elementos mais eletronegativos : 
 F ; O ; N  as ligações HF, HO, HN são muito polares; 
Presença de ligações de 
hidrogênio: temperaturas de 
ebulição mais elevadas. 
H2S Teb = - 60
 oC 
H2O Teb = 100
 oC 
A ligação de hidrogênio 
Eletronegatividade Pauling H = 2,2 (~ C, B, Si): ligação C – 
H não é muito polar não forma ligação de hidrogênio 
Ligação de 
hidrogênio 
( --- ) 
Ligação 
covalente 
( – ) 
HS–H---SH2 7 S–H 363 
H2N–H---NH3 17 N–H 386 
HO–H---OH2 22 O–H 464 
F–H---F–H 29 F–H 574 
HO–H---Cl- 55 Cl–H 428 
F–H---F- 163 
Entalpias das ligações de hidrogênio e das 
correspondentes ligações covalentes (kJ.mol-1) 
Intermoleculares Intramoleculares 
A ligação de hidrogênio 
Cada molécula de água pode 
formar quatro ligações de 
hidrogênio: 
•esferas = átomos de O; 
•os átomos de H estão nas linhas das ligações. 
O gelo apresenta uma estrutura em rede 
aberta, determinada pelas ligações de 
hidrogênio. 
A ligação de hidrogênio 
Fluoreto de hidrogênio 
sólido - cadeias em 
ziguezague (HF)n 
2
,4
9
 Å
 
Atoji & Lipscomb, Acta Crystallogr. 7, 173 (1954). 
Arranjo das cadeias no cristal de HF 
 
A ligação de hidrogênio 
A ligação de hidrogênio 
http://www.rsc.org/chemistryworld/2016/03/new-hydrogen-bond-non-classical-boron-aromatic-benzene 
X Zhang et al, J. Am. Chem. Soc., 2016, DOI: 10.1021/jacs.6b01249 
A ligação de hidrogênio é responsável pela integridade estrutural de 
muitas biomoléculas 
Estrutura em dupla hélice 
do DNA 
Hélice alfa e folha beta 
pregueada (sub-estruturas 
importantes em proteínas) 
2) Íon – dipolo permanente 
Forças atrativas entre 
um íon e uma 
molécula polar 
Raio iônico = 78 pm 
Raio iônico = 98 pm 
Raio iônico = 78 pm 
Quanto maior a 
razão carga/raio do 
íon, maior a 
interação 
Processo 
exotérmico 
(pq diferença?) 
3) (Íon ou Dipolo permanente) – 
dipolo induzido 
Forças atrativas que 
surgem como 
resultado de dipolos 
induzidos 
temporários em 
átomos ou 
moléculas 
4) Dispersão (London) 
Forças atrativas 
que surgem como 
resultado de 
dipolos induzidos 
instantâneos em 
átomos ou 
moléculas apolares 
Forças de dispersão vão 
depender 
primordialmente da 
polarizabilidade das 
moléculas 
Polarizabilidade 
• É uma medida da facilidade com que a nuvem 
eletrônica do átomo ou molécula pode ser 
distorcida 
Polarizabilidade aumenta com: 
• Aumento do número de elétrons 
• Quanto mais difusa a nuvem 
eletrônica 
 As forças de dispersão (London) 
geralmente aumentam com a massa 
molar. 
• Ou seja, moléculas ou átomos 
maiores são mais polarizáveis 
(“distorcíveis”) 
m
assa m
o
lar 
Forças de London e 
propriedades físicas 
F2 Cl2 Br2 I2 
F2 Cl2 Br2 I2 
T. ebul. (oC) -188,1 -34,0 59 184,3 
T. fusão (oC) -219,7 -101,5 -7,3 113,7 
Estado físico 
(CNTP) 
Gás Gás Líquido Sólido 
molecular 
C C C C C 
H H H H H 
H 
H H H H H 
H 
C C C 
H CH3 H 
H 
H H 
H 
CH3 
n-pentano 
neopentano 
As duas moléculas abaixo possuem a fórmula molecular C5H12. O ponto de 
ebulição do n-pentano é 36oC e o do neopentano é 10oC. Como essa 
variação nos pontos de ebulição pode ser interpretada? 
m = 0 
m = 0 Forças de London 
dependem da forma da 
molécula 
Á
rea d
e co
n
tato
 d
o
 cilin
d
ro
 é m
aio
r 
d
o
 q
u
e
 n
a esfera 
Resumo das Forças Intermoleculares 
Como as forças intermoleculares 
(ligações secundárias) afetam as 
propriedades físicas dos líquidos? 
• Propriedades dos líquidos: 
– Tensão superficial 
– Viscosidade 
– Miscibilidade (soluções líquido – líquido) 
– Solubilidade (soluções sólido – líquido ou gás – 
líquido) 
Tensão superficial 
• Quantidade de energia 
necessária para aumentar 
a superfície de um líquido 
em uma unidade de área 
• Forças intermoleculares 
fortes = alta tensão 
superficial 
Viscosidade 
• Viscosidade é a medida 
da resistência de um 
líquido ao escoamento 
• Quanto mais fortes as 
forças intermoleculares, 
maior a viscosidade 
triglicerídeo 
Glicerol em água 
(miscível) 
Óleo em água 
(imiscível) 
glicerol 
H2O 
Molécula hidrofóbica 
(interações de van der Waals) 
Miscibilidade (soluções líquido-líquido) 
Duas substâncias com forças 
intermoleculares semelhantes 
devem se misturar formando uma 
única fase. 
• Moléculas apolares são solúveis em solventes apolares 
 CCl4 (apolar; geometria tetraédrica) em C6H6 (apolar) 
• Moléculas polares são solúveis em solventes polares 
C2H5OH (polar) em H2O (polar) 
• Compostos iônicos são mais solúveis em solventes polares 
NaCl (iônico) em H2O ou NH3 (l) 
Sistema bifásico: 
água (e NiCl2) e clorofórmio 
Sistema monofásico: 
água e cloreto de níquel(II) 
Por que “semelhante dissolve 
semelhante”? 
Forças 
intermoleculares: 
ligações de 
hidrogênio 
Forças 
intermoleculares: 
interações de 
London 
H2O 
CCl4 
interface 
forte 
fraca 
Miscibilidade (soluções líquido-líquido) 
Interações 
de London 
Cristais de iodo (I2) 
Cristais de 
iodo (I2) em 
água 
Moléculas de I2 
dissolvidas em 
CCl4 
Solubilidade de sólidos em líquidos 
Solubilidade de gases em líquidos 
O2
 em água: interação do tipo 
dipolo permanente – dipolo induzido 
Interações dipolo(água)-dipolo induzido 
Solubilidade dealguns gases 
na água do mar 
Gás Massa molar 
(g/mol) 
Solubilidade a 24oC 
(mol gás/m3 água) 
He 4 0,31 
Ne 20 0,36 
Ar 40 1,0 
Kr 84 1,9 
Xe 131 3,1 
N2 28 0,54 
O2 32 1,1 
CO2 44 32 
p
o
la
ri
za
b
ili
d
ad
e