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Estrutura e Propriedades Físicas • Propriedades físicas dependem do tipo de ligação (iônica ou covalente) • Momento de dipolo • Ponto de fusão• Ponto de fusão • Ponto de ebulição • Forças intermoleculares • Solubilidade Momento de Dipolo • Em F2 ou H2, os elétrons estão distribuídos igualmente • Já no HCl, a ligação é covalente polar, devido à diferença de eletronegatividade:diferença de eletronegatividade: • Mede a extensão de separação de cargas • Dipolo→ magneto = 2 pólos H Cl δ+ δ- • Depende da molécula: HF > HCl F2 e H2 = 0 dipolo • Momento de dipolo = carga (ue) x distância (cm) • m = e x d = 10-10 x 10-8 = 10-18 = debye (D) • (+) (-) – (direção da polaridade) • Depende da geometria: CO O δ+ δ-δ- H Cl µ = 0 D C Cl Cl Cl Cl δ- δ-δ - δ- δ+ C Cl Cl Cl Cl Clδ- C Cl H H H µ = 1,87 D O H H Cl µ = 0 D momento total µ = 1,85 D N H H H µ = 1,47 D momento total Ponto de Fusão • Sólido cristalino: partículas (íons ou moléculas) arranjadas de maneira simétrica, padrão geométrico repetido no cristal • Fusão: arranjo ordenado de partículas→ arranjo aleatório de partículas • T em que força intracristalina é rompida • Composto iônico: cristal cujas unidades estruturais são íons ∆ • Cristal: estrutura rígida e forte • PF = 801 ºC (NaCl) • KNO3 → K+ e NO3- (propriedades semelhantes) NaCl • Composto não iônico: unidades estruturais são moléculas • Forças intermoleculares fracas ∆ • CH4 – energia para separar moléculas e não para quebrar ligações • PF = -183 ºC Forças Intermoleculares • Moléculas neutras • Natureza eletrostática: cargas + e – • 2 tipos: interações dipolo-dipolo e forças de van der Waalsder Waals • Dipolo-dipolo: atração do pólo + de uma molécula polar pelo pólo – de uma outra molécula polar • HCl: • Resultado: moléculas polares atraídas + fortemente que apolares → influi nas propriedades físico-químicas • Tipo especial: ligações de H • H serve de ponte entre 2 átomos eletronegativos, atraindo 1 por ligação covalente e outro por forças eletrostáticas • H → δ+ (atraído pelo átomo eletronegativo da 2a molécula) • Força = 5 kcal/mol • Ligação covalente = 50-100 kcal/mol • Átomos: F, O, N H F H F H O H H O H H N H H H N H H H N H H H O H • Forças de van der Waals: forças de London ou de dispersão • CH4: distribuição simétrica de cargas • Elétrons em movimento (distribuição distorcida) → pequeno dipolo (temporário) induz → atração (fraca), age somente em moléculas próximas Ponto de ebulição • Ebulição: temperatura em que pv = patm (depende de p) • Quebra do líquido em moléculas individuais ou pares de íons de cargas opostaspares de íons de cargas opostas ∆ • Iônico: NaCl: PE = 1413 ºC • Não iônico: CH4 (apolar): PE = -161,5 ºC HCl (polar): PE = -85 ºC CH3CH3: PE = -88 ºC C10H22: PE = +174 ºC Moléculas maiores: forças de van der Waals + fortes ⇒ ↑ MM = ↑ PE Temp. altas = decomposição concorre com ebulição (reduz p) • Líquidos associados: possuem ligações de H HF: 100 º > HCl H O: 160 º > H SH2O: 160 º > H2S H3C O H O H CH3 O H CH3 PE alto: ligações de H Solubilidade • Dissolução de sólidos ou líquidos = separação de íons ou moléculas uns dos outros • O espaço é ocupado pelo solvente • Energia deve ser cedida (suprida pela formação• Energia deve ser cedida (suprida pela formação de ligações entre partículas da substância e as moléculas do solvente) • Solutos iônicos: grande energia – H2O e solventes polares • Molécula polar (pólo + e -): ligações íon - dipolo Íons solvatados • H2O (bom solvente): lig. de H • Cátions – pares de e-; ânions – ligações de H • Solutos não iônicos: Solubilidade determinada por sua polaridade: Não polar dissolve não polar Polar dissolve polar Iguais dissolvem iguais Ex:Ex: CH4 solúvel em CCl4, mas não em H2O CH3OH solúvel em H2O H3C O H O H H δ+ δ- δ- δ+ δ+
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