Geometria Molecular e Interações Químicas Moleculares

Profª. Norilda Siqueira de OliveiraProfª. Norilda Siqueira de Oliveira

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Geometria Molecular É o estudo de como os átomos estão distribuídos

espacialmente em uma molécula. Dependendo dos átomos que a compõem. As principais classificações são: linear, angular,

trigonal plana, piramidal e tetraédrica. Para se determinar a geometria de uma molécula, é

preciso conhecer a teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência.

VSEPR (repulsão dos pares de elétrons da camada de valência)

Baseia-se na idéia 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.

Uma nuvem eletrônica pode ser representada por uma ligação simples, dupla, tripla ou mesmo por um par de elétrons que não estão a fazer ligação química.

Geometria Molecular

Linear l80º

HCl HBr

Linear 180º CO2

Angular 104,5º H2O

Trigonal Plana D BF3 120º

Pirâmide Trigonal E 107,3º NH3

Tetraédrica F (CH4) 109,5º

Linus Pauling Prêmio Nobel de

Química em 1954 e da Paz em 1962.

Famoso por suas pesquisas sobre estruturas moleculares e pela luta contra as armas nucleares.

Conceito de Eletronegatividade

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.

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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),( 1,2e3 com 5,6 e7)

Valores de ∆ acima 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 ∆ abaixo 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 A polaridade de moléculas com mais de dois átomos é

expressa por: →µR (momento dipolo resultante).

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

Polaridade das moléculas Amônia(NH3) Polar H2O Polar

CH4 Apolar HCCl3 Polar

Compostos Orgânicos

Polares: Metanol, etanol, propanona.

Apolares: Derivados direto do petróleo: gasolina, benzina, benzeno, óleo diesel, óleo lubrificante, parafina, vaselina, óleos de origem animal ou vegetal.

Polaridade de Moléculas Orgânicas

A polaridade das moléculas orgânicas são feitas analisado o momento dipolar resultante. →µR (momento dipolo resultante).

Grupos polares: ─OH ─NH2 ─COOH

Moléculas Orgânicas

Etanol Polar Propan-2-amina Polar

Gasolina C8H18 Apolar Tetracoreto de carbono Apolar

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.

Exemplo

Dentre as substâncias qual dissolve melhor em água?

Qual tem diferença de eletronegatividade? Gás oxigênio(O2 ) Gás Ozônio (O3) Gás Nitrogênio (N2)

Dióxido de Carbono(CO2) Àcido Clorídrico(HCl)

Polaridade e Solubilidade

A solubilidade diminui com o aumento da cadeia.

Os álcoois até 3ou 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

Força de Interação ou Ligação Intermolecular

Força de Interação ou Ligação Intermolecular

O que mantêm as moléculas unidas nos três estados (sólido, líquido e gasoso) são as chamadas ligações ou forças ou interações moleculares.

São três tipos de forças: Ligação de Hidrogênio Dipolo permanente ou dipolo-dipolo (DD) Dipolo instantâneo (DI), força de van der Waals

ou força de dispersão de London

Estados de agregação de uma substância

Ligação de Hidrogênio

São interações que ocorrem entre moléculas que apresentem H ligados diretamente a F O ou N. (EX: NH3 – H2O -HF)

Ligação de Hidrogênio

Ligação covalente e de hidrogênio

Ligação de hidrogênio rompendo

Dipolo Dipolo

Força de atração entre dipolos, positivos e negativos.

Ex: HCl -HI - PCl3

Dipolo Induzido ou van der Waals

Ocorrem em todas as substâncias polares ou apolares

F2, Cl2, Br2, I2, hidrocarbonetos

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.

Bibliografia Peruzzo, Francisco Miragaia. Química na

abordagem do cotidiano: volume 2, ensino médio. São Paulo: Moderna, 2003.

Google. Disponível em <http://images.google.com.br/images> acesso em 27/06/2009.

Disponível em<http://educacao.uol.com.br/quimica/>acesso em 27/06/2009.