AS FORÇAS

INTERMOLECULARES

FISICO QUIMICA IIProf. Joseval Estigaribia

EXPERIMENTOS

Lamina de barbear

não afunda?

Corante em leite e

detergente

Cromatografia de

papel de tinta de

caneta

Álcool na gasolina

AS FORÇAS

INTERMOLECULARES

Johannes Diederik Van der Waals (1837-1923), físico holandês, recebeu o Prémio Nobel da Física em 1910 pelas suas pesquisas sobre os estados gasoso e líquido.

AS FORÇAS

INTERMOLECULARES

Forças

de Van

der

Waals

Forças

intermoleculares

Existem

entre Exemplos

Dipolo-dipolo

(Forças de Keesom)

Moléculas

polares

HCl ;

CH3CH2OH

Dipolo permanente-

dipolo induzido

(Forças de Debye)

Moléculas

polares

com

moléculas

apolares

HCl , N2

Forças de dispersão

de London

Todos os

tipos de

moléculas

MOMENTO DO DIPOLO - R

= Q.d

+ -

d

+ Q - Q

Clica Enter

MOMENTO DO DIPOLO - R

= Q.d+ -

d

+ Q - Q

- Momento do dipolo

Q – Carga

d – Distância entre os centros das cargas

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

MOMENTO DO DIPOLO - R

COO

O

2-

1 2

3

MOMENTO DO DIPOLO - R

12

3

R = 0 (Espécie apolar)

R 1 e 2

AS FORÇAS

INTERMOLECULARES

A coesão da matéria nos estados físicos, sólido,

líquido e gasoso é consequência da atracção

entre moléculas através das ligações

intermoleculares (ligação entre moléculas).

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).

OH

H

HHO

O

H

H

AS FORÇAS

INTERMOLECULARES

Forças intermoleculares mais fortes

Maior ponto de fusão

O

H

H

O

H

H

AS FORÇAS

INTERMOLECULARES

Quanto mais fortes as ligações

intermoleculares, maior será a energia

posta em jogo para romper as ligações

entre moléculas, afetando a mudança de

estados fisicos.

O

H

H

O

H

H

AS FORÇAS

INTERMOLECULARES

De acordo com a natureza, das ligações intermoleculares, os sólidos classificam-se em:

- sólidos iónicos;

- sólidos moleculares;

- sólidos covalentes;

- sólidos metálicos.

SÓLIDOS IÓNICOS

As unidades

constituintes da estrutura

são ions positivos e

negativos.

As ligações químicas

que se estabelecem

entre as unidades

constituintes da estrutura

são iónicas.

SÓLIDOS IÓNICOS

Os pontos de fusão e ebulição são elevados.

Não conduzem a corrente elétrica no estado sólido.

Conduzem a corrente elétrica em solução aquosa ou fundidos.

SÓLIDOS IÓNICOS

São duros e quebradiços.

Deslizes na rede cristalina originam

debilidades na resistência, devido às

repulsões interiônicas.

SÓLIDOS MOLECULARES

As unidades constituintes da estrutura são moléculas.

As moléculas podem ser polares ou apolares.

As ligações químicas que se estabelecem entre as unidades constituintes da estrutura são ligações dipolo-dipolo e ligações de London.

LIGAÇÕES DIPOLO-DIPOLO

As ligações dipolo-dipolo estabelecem-se entre

moléculas polares ( R 0 ).

OH

H

HHO

O

H

H

+

-

+ +

+

+ +

- -

LIGAÇÕES DIPOLO-DIPOLO

Ligação dipolo-dipolo

OH

H

HH

O

S

H

H

Ligação por ponte de H

LIGAÇÕES DIPOLO-DIPOLO

A ligação de H (Hidrogenio) é um caso particular da

ligação diplo-dipolo.

OH

H

HH

O

S

H

H

LIGAÇÕES DE HIDROGÉNIO

As ligações de H estabelecem-se entre átomos pequenos

e eletronegativos (N , O e F) e o átomo de H.

OH

H

HHO

O

H

H

+

-

+ +

+

+ +

- -

LIGAÇÕES DE HIDROGÉNIO

As ligações de H são das ligações intermoleculares mais

fortes.

OH

H

HHO

O

H

H

+

-

+ +

+

+ +

- -

LIGAÇÕES DIPOLO-DIPOLO

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 não se estabelecem ligações de H.

H

H

H

H OS

Gás ( 25º C ) Liquido ( 25º C )

LIGAÇÕES DIPOLO-DIPOLO

Entre moléculas de H2S estabelecem-se

ligações dipolo-dipolo.

H

H

H

HS

S

LIGAÇÕES DE HIDROGÉNIO

É necessário fornecer mais energia à água para romper essas ligações (Hidrogénio), daí , o seu ponto de ebulição ser superior em valor.

OH

H

HHO

O

H

H

+

-

+ +

+

+ +

- -

LIGAÇÕES DE DEBYE

O pólo positivo do dipolo permanente (molécula

polar) vai atrair a nuvem eletrônica da molécula

apolar, deformando-a. Esta deformação

corresponde ao aparecimento de um dipolo

induzido.

H

H

O

+

+

ClCl

LIGAÇÕES DE DEBYE

As “moléculas” ficam ligadas por forças

dipolo permanente - dipolo induzido.

Dipolo 1 Molécula

apolarDipolo 1 Dipolo

induzido

+-+ - -+

LIGAÇÕES DE LONDON

Em média , a nuvem eletrônica distribui-se

circularmente em volta do núcleo.

O movimento do eletron, provoca num

determinado instante um dipolo instantâneo.

A

Molécula

apolar

Dipolo

instantâneo

+ -

LIGAÇÕES DE LONDON

Esta polarização é induzida a moléculas

vizinhas, resultando daí forças de atração

entre moléculas.

B

Molécula

apolarDipolo

instantâneo

+ +--- -

Dipolo

induzido

A A B

LIGAÇÕES DE LONDON

A ligação de London depende :

- do número de eletrons;

- do tamanho da molécula;

- da forma da molécula.

B

Molécula

apolarDipolo

instantâneo

+ +--- -

Dipolo

induzido

A A B

LIGAÇÕES DE LONDON

À medida que o raio atómico aumenta (aumento

do nº de eletrons) as forças de dispersão de

London são mais fortes, daí que, à temperatura

ambiente o flúor e o cloro são gases, o bromo é

líquido e o iodo é sólido.

9 F ; 17 Cl ; 35 Br ; 53 I

SÓLIDOS COVALENTES

As unidades constituintes

da estrutura são átomos.

As ligações químicas que

se estabelecem entre as

unidades constituintes da

estrutura são covalentes.

SÓLIDOS COVALENTES

Não conduzem a corrente

elétrica , com excepção do

grafite.

Pontos de fusão e ebulição

elevados.

Duros e quebradiços.

SÓLIDOS METÁLICOS

As unidades constituintes da

estrutura são ions positivos

e eletrons livres.

As ligações químicas que

se estabelecem entre as

unidades constituintes da

estrutura são metálicas.

SÓLIDOS METÁLICOS

As unidades que ocupam os pontos reticulares são os ions positivos.

Cada ion perde eletrons formando a nuvem electrónica que se espalha por todo o retículo. Este(s) eletron(s) não estão ligados a qualquer átomo, mas estão deslocalizados sobre o cristal.

SÓLIDOS METÁLICOS

Eletrons deslocalizados

Ions positivos

AS FORÇAS

INTERMOLECULARES

Forças

de van

der

Waals

Forças

intermoleculares

Existem

entre

Exemplos

Dipolo-dipolo

(Forças de Keesom)

Moléculas

polares

HCl ;

CH3CH2OH

Dipolo permanente-

dipolo induzido

Moléculas

polares

com

moléculas

apolares

HCl + N2

Forças de dispersão

de London

Todos os

tipos de

moléculas

AS FORÇAS

INTERMOLECULARES

Ion-ion

Ion-dipolo

Dipolo permanente – dipolo induzido- dipolo

Dipolo-dipolo

Dipolo instantâneo-dipolo induzido

En

erg

ia d

e lig

aç

ão

Fim!

Bibliografia:Investigações em Ensino de Ciências – V17(2), pp. 385-413, 2012 385 - UMA PROPOSTA

TEÓRICA-EXPERIMENTAL DE SEQUÊNCIA DIDÁTICA SOBRE

INTERAÇÕES INTERMOLECULARES NO ENSINO DE QUÍMICA, UTILIZANDO

VARIAÇÕES DO TESTE DA ADULTERAÇÃO DA GASOLINA E CORANTES DE

URUCUM

http://qnint.sbq.org.br/qni/visualizarSalaAula.php?idSalaAula=3

Qnesc - Interações intermoleculares, Rocha, William R., disponivel em

http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/04/interac.pdf

CCEAD PUC RJ, Interações Intermoleculares e suas relações com solubilidade, Waldman,

Walter R., disponivel em http://web.ccead.puc-

rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_interacoes_intermoleculares.pdf