fisicoquimica forcas intermoleculares e propriedades
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AS FORÇAS INTERMOLECULARES FISICO QUIMICA II Prof. Joseval Estigaribia
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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
