Forças Intermoleculares 2

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Viscosidade
• Viscosidade é a resistência de um líquido em fluir.
• Um líquido flui através do deslizamento das moléculas sobre 
outras.
• Quanto mais fortes são as forças intermoleculares, maior a 
dificuldade para fluir, maior é a viscosidade.
Algumas propriedades 
dos líquidos
Viscosidade
Algumas propriedades 
dos líquidos
Algumas propriedades 
dos líquidos
Tensão superficial
As moléculas (dentro do 
líquido) são igualmente 
atraídas pelas suas 
vizinhas. O mesmo 
acontece com as da 
superfície?
Tensão superficial
• As moléculas da superfície são atraídas apenas para dentro no 
sentido das moléculas.
– Conseqüentemente, as moléculas da superfície estão mais
densamente empacotadas do que as moléculas do interior.
• A tensão superficial é medida pela energia necessária para 
aumentar a área superficial de um líquido.
• As forças de coesão - atração entre moléculas semelhantes ligam
as moléculas entre si.
• As forças de adesão - atração entre moléculas diferentes, ligam
as moléculas a uma superfície.
Algumas propriedades 
dos líquidos
Tensão Superficial
http://www.google.com.br/url?sa=i&rct=j&q=&source=images&cd=&cad=rja&docid=Pt0vnCU_yT_8QM&tbnid=9ABHLs9Z6o6X-
M:&ved=0CAUQjRw&url=http://qnint.sbq.org.br/qni/visualizarConceito.php?idConceito=42&ei=ABK5UaapB4jo8QTZl4CACg&bvm=bv.47810305,d.dmQ&psig=AFQ
jCNEX1oQ1wdm16s_I6-s5TKrnAjEw2Q&ust=1371169594475260
Tensão superficial é um efeito físico que ocorre
na interface entre duas fases químicas. Ela faz
com que a camada superficial de um líquido
venha a se comportar como uma membrana
elástica. Esta propriedade é causada pelas forças
de coesão entre moléculas semelhantes, cuja
resultante vetorial é diferente na interface.
• Menisco é a forma da superfície do 
líquido. 
– Se as forças de adesão são maiores 
do que as forças de coesão, as 
moléculas da superfície do líquido 
são mais atraídas para o recipiente 
do que para as suas moléculas, com 
isso o menisco toma o formato de U 
(por exemplo, água em um tubo).
– Se as forças de coesão são maiores 
do que as forças de adesão, o 
menisco é curvo para baixo 
(exemplo mercúrio em um tubo).
Propriedades
dos líquidos- tensão superficial
Ação capilar
Se a força de adesão for superior à de coesão, 
o líquido vai interagir favoravelmente com o 
sólido, molhando-o, e formando um menisco 
em azul. Ação capilar - Se a superfície sólida 
for um tubo de raio pequeno, como um capilar 
de vidro, a afinidade com o sólido é tão grande 
que líquido sobe pelo capilar. No caso 
do mercúrio, acontece o contrário, pois este 
não tem afinidade com o vidro (a força de 
coesão é maior).
A tendência do líquido de subir pelo capilar 
resulta da diferença de pressão gerada pela 
interface curva entre a fase líquida e a fase 
gasosa.
https://pt.wikipedia.org/wiki/Capilaridade
• Sublimação: sólido → gás.
• Vaporização: líquido → gás.
• Derretimento ou fusão: sólido → líquido.
• Deposição: gás → sólido.
• Condensação: gás → líquido.
• Congelamento: líquido → sólido.
Mudanças de fase
Mudanças de fase
Variações de energia acompanhado 
as mudanças de fase
• Sublimação: ∆Hsub > 0 (endotérmica). 
• Vaporização ou evaporação: ∆Hvap > 0 (endotérmica).
• Derretimento ou Fusão: ∆Hfus > 0 (endotérmica).
• Deposição ou resublimação: ∆Hdep < 0 (exotérmica). 
• Condensação ou liquefação: ∆Hcond < 0 (exotérmica).
• Congelamento ou solidificação: ∆Hsol < 0 (exotérmica).
Mudanças de fase
Variações de energia acompanhando 
as mudanças de fase
• Geralmente o calor de fusão (entalpia de fusão) é menor do que o 
calor de vaporização :
– mais energia é gasta para separar completamente as moléculas 
do que para separá-las parcialmente.
Mudanças de fase
Mudanças de fase
Variações de energia acompanhando 
as mudanças de fase
• Todas as mudanças de fase são possíveis sob as condições corretas.
• A sequência
aquecer sólido → fundir → aquecer líquido → ferver → aquecer gás
é endotérmica.
• A sequência
resfriar gás → condensar → resfriar líquido → solidificar → resfriar 
sólido
é exotérmica.
Mudanças de fase
Curvas de aquecimento
• O gráfico de variação da temperatura versus calor fornecido é uma 
curva de aquecimento.
• Durante a mudança de fase, a adição de calor não provoca 
nenhuma variação na temperatura.
– Esses pontos são usados para calcular o ∆Hfus e o ∆Hvap.
• Super-resfriamento: ocorre quando um líquido é resfriado abaixo 
de seu ponto de fusão e ele permanece como um líquido.
• Atingido através da manutenção da temperatura baixa e do 
aumento da energia cinética para a quebra das forças 
intermoleculares.
Mudanças de fase
Mudanças de fase
Temperatura e pressão críticas
• Os gases são liquefeitos sob o aumento da pressão a uma 
temperatura.
• Temperatura crítica: a temperatura mínima para liquefação de um 
gás utilizando pressão.
• Pressão crítica: a pressão necessária para a liquefação.
Mudanças de fase
Temperatura e pressão críticas
Mudanças de fase
Pressão de vapor no nível molecular
• Algumas das moléculas na superfície de um líquido têm energia 
suficiente para escaparem da atração do líquido.
• Essas moléculas se movimentam na fase gasosa.
• À medida que aumenta o número de moléculas na fase gasosa, 
algumas das moléculas atingem a superfície e retornam ao líquido.
• Após algum tempo, a pressão do gás será constante à pressão de 
vapor.
Pressão do vapor
Explicando a pressão de vapor 
no nível molecular
Pressão do vapor
Explicando a pressão de vapor no nível molecular
• Equilíbrio termodinâmico: o ponto em que o número de moléculas 
que escapa da superfície é igual ao número que a atinge.
• A pressão de vapor é a pressão exercida quando o líquido e o vapor 
estão em equilíbrio dinâmico.
Pressão do vapor
Pressão do vapor
Volatilidade, pressão de vapor e temperatura
• Se o equilíbrio nunca é estabelecido, então o líquido evapora.
• As substâncias voláteis tem maior pressão de vapor, as 
moléculas precisam de menos energia para escapar
(interações mais fracas), se estão em sistemas abertos
evaporam rapidamente.
• Quanto mais alta for a temperatura, mais alta a energia
cinética média, mais rapidamente o líquido evaporará.
Pressão do vapor
Volatilidade, pressão de vapor e temperatura
Pressão do vapor
Pressão de vapor e ponto 
de ebulição
• Os líquidos entram em ebulição 
quando a pressão externa se 
iguala à pressão de vapor.
• A temperatura do ponto de 
ebulição aumenta à medida que a 
pressão externa aumenta.
Pressão do vapor
Pressão de vapor e ponto de ebulição
• Duas maneiras de levar um líquido à ebulição: aumentar a 
temperatura ou diminuir a pressão.
– As panelas de pressão operam a alta pressão. A alta pressão a 
temperatura de ebulição da água é mais alta do que a uma 1 atm. 
Conseqüentemente, a comida é cozida há uma temperatura mais 
alta o que reduz o tempo de cozimento.
• O ponto de ebulição normal é o ponto de ebulição a 760 mmHg (1 
atm).
Pressão do vapor
• Diagrama de fases: gráfico da pressão 
versus temperatura resumindo todos os 
equilíbrios entre as fases.
• Dada uma temperatura e uma pressão, 
os diagramas de fases nos dizem qual 
fase existirá.
• Qualquer combinação de temperatura e 
pressão que não esteja em uma curva 
representa uma fase única.
Diagrama de fases
• Características de um diagrama de fases:
– Ponto triplo: temperatura e pressão nas quais todas as três fases 
estão em equilíbrio. 
– Curva de vapor-pressão: geralmente, à medida que a pressão 
aumenta, a temperatura aumenta.
– Ponto crítico: temperatura e pressão críticas para o gás.
– Curva de ponto de fusão: à medida que a pressão aumenta, a 
fase sólida é favorecida, seo sólido é mais denso do que o 
líquido.
– Ponto de fusão normal: ponto de fusão a 1 atm.
Diagrama de fases
Diagrama de fases
Diagramas de fases de H2O e CO2
Diagrama de fases
• A curva do ponto de
fusão inclina para a
esquerda porque o
gelo é menos denso
do que a água.
Diagrama de fases
• O ponto triplo ocorre a 0,0098°C e a 4,58 mmHg = torr.
• O ponto de fusão (congelamento) é 0°C a 1atm.
• O ponto de ebulição normal é 100°C a 1 atm.
• O ponto crítico é 374°C e 218 atm.
• Dióxido de carbono:
– O ponto triplo ocorre a
-56,4°C e a 5,11 atm.
– O ponto de sublimação
normal é -78,5°C. (A 1
atm, o CO2 sublima,
ele não funde.)
– O ponto crítico ocorre
a 31,1°C e a 73 atm.
Diagrama de fases
Ligações nos sólidos
Sólidos moleculares
Forças intermoleculares: dipolo-dipolo, dispersão de London e 
ligações de H.
Forças intermoleculares fracas dão origem a baixos pontos de fusão.
Gases e líquidos à temperatura ambiente normalmente formam 
sólidos moleculares em baixa temperatura.
O empacotamento denso de moléculas é importante (já que elas não 
são esferas regulares).
Ligações nos sólidos
Sólido Molecular
Estruturas de sólidos cristalinos
Sólidos covalentes
Forças intermoleculares: dipolo-dipolo, dispersão de London e 
ligações de H.
Átomos mantidos unidos em redes grandes.
Exemplos: diamante, grafite, quartzo (SiO2), silicone carbide (SiC) e 
nitrito de boro (BN).
No diamante: 
– Cada átomo de C tem um número de coordenação igual a 4; 
cada átomo de C é tetraédrico, há um arranjo tridimensional de 
átomos.
– O diamante é duro e tem um alto ponto de fusão (3550 °C).
Ligações nos sólidos
Sólidos covalentes
Ligações nos sólidos
Sólidos covalentes
No grafite
– cada átomo de C é ordenado em um anel hexagonal plano;
– camadas de anéis interconectados são sobrepostas;
– a distância entre os átomos de C é próxima à do benzeno (1,42 
Å versus 1,395 Å no benzeno);
– a distância entre as camadas é grande (3,41 Å);
– Os elétrons movimentam-se em orbitais deslocalizados (bom 
condutor).
Ligações nos sólidos
SiC
Ligações nos sólidos
Sólidos iônicos
Íons (esféricos) 
mantidos unidos 
por forças 
eletrostáticas de 
atração.
Ligação iônica
Sólidos iônicos
A estrutura do NaCl
• Cada íon tem um número de coordenação igual a
6.
• Rede cúbica de face centrada.
• A proporção cátion-ânion é 1:1.
• Exemplos: LiF, KCl, AgCl e CaO.
A estrutura do CsCl
• O Cs+ tem um número de coordenação igual a 8.
• Diferente da estrutura do NaCl (o Cs+ é maior
que o Na+).
• A proporção cátion-ânion é 1:1.
Ligações nos sólidos
Sólidos iônicos
Estrutura da blenda de zinco
• Exemplo típico é o ZnS.
• Os íons de S2- adotam um arranjo cfc.
• Os íons de Zn2+ têm um número de coordenação igual a 4.
• Os íons de S2- são colocados em um tetraedro em volta dos íons
de Zn2+.
• Exemplo: CuCl.
Ligações nos sólidos
Sólidos iônicos
Estrutura da fluorita
• Exemplo típico CaF2.
• Os íons de Ca2+ tem um arranjo cfc.
• Há duas vezes mais íons de F- do que de Ca2+ em cada célula
unitária.
• Exemplos: BaCl2, PbF2.
Ligações nos sólidos
Sólidos metálicos
Os sólidos metálicos têm átomos metálicos com arranjos em edh, cfc 
ou ccc.
O número de coordenação para cada átomo é 8 ou 12.
Problema: a ligação é forte demais para a dispersão de London e não 
há elétrons suficientes para ligações covalentes.
Solução: os núcleos de metal estão envolvidos por inúmeros elétrons.
Os metais conduzem porque os elétrons estão deslocalizados e são 
volúveis.
Ligações nos sólidos
Ligações nos sólidos
http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/04/ligacoes.pdf
Fim do Capítulo 12
Forças intermoleculares, líquidos e 
sólidos