forças intermoleculares[1]
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As forças Intermoleculares
O
H
H
HH O
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 - µr
µ = Q.d
+ -
d
+ Q - Q
Clica Enter
Momento do dipolo - µr
µ = Q.d+ -
d
+ Q - Q
µ - Momento do dipoloQ – Cargad – Distância entre os centros das cargas
Momento do dipolo - µR
µ = Q.d+ -
d+ Q - Q
µR = 0 (Espécie apolar) µR ≠ 0 (Espécie polar)
µ
Momento do dipolo - µr
O=C=O
µR = 0 (Espécie apolar)
µ1 µ2
µR = µ1 - µ2
Clica Enter
Momento do dipolo - µr
COO
O
2-
µ1 µ2
µ3
Clica Enter
Momento do dipolo - µr
µ1 µ2
µ3
µR = 0 (Espécie apolar)
µR 1 e 2
Clica Enter
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
Clica Enter
As forças Intermoleculares
Forças intermoleculares mais fortes
Maior ponto de fusão
O
H
H
O
H
H
Clica Enter
As forças Intermoleculares
Quanto mais fortes as ligações intermoleculares, maior será a energia posta em jogo para romper as ligações entre moléculas, de forma que a que se dê a passagem do estado sólido a líquido.
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 iões 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 eléctrica no estado sólido.
Conduzem a corrente eléctrica em solução aquosa ou fundidos.
Sólidos Iónicos
São duros e quebradiços. Deslizes na rede cristalina originam
debilidades na resistência, devido às repulsões interiónicas.
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 ( µR ≠ 0 ).
OH
H
HHO
O
H
Hδ+
δ-
δ+ δ+
δ+
δ+ δ+
δ- δ-
Clica Enter
Ligações dipolo-dipolo
Ligação dipolo-dipolo
OH
H
HH
O
S
H
H
Ligação por ponte de H
Clica Enter
Ligações dipolo-dipolo
OH
H
HH
O
S
H
H
A ligação de H ( Hidrogénio ) é um caso particular da ligação diplo-dipolo.
Clica Enter
Ligações de Hidrogénio
As ligações de H estabelecem-se entre átomos pequenos e electronegativos (N , O e F) e o átomo de H.
OH
H
HHO
O
H
Hδ+
δ-
δ+ δ+
δ+
δ+ δ+
δ- δ-
Clica Enter
Ligações de Hidrogénio
As ligações de H são das ligações intermoleculares mais fortes.
OH
H
HHO
O
H
Hδ+
δ-
δ+ δ+
δ+
δ+ δ+
δ- δ-
Clica Enter
Ligações dipolo-dipolo
H
H
H
H OS
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.
Gás ( 25º C ) Liquido ( 25º C )
Ligações dipolo-dipolo
H
H
H
HS
Entre moléculas de H2S estabelecem-se ligações dipolo-dipolo.
S
Clica Enter
Ligações de Hidrogénio
É necessário fornecer mais energia à água para romper essas ligações ( Hidrogénio ), daí , o seu ponto de ebulição ser maior.
OH
H
HHO
O
H
Hδ+
δ-
δ+ δ+
δ+
δ+ δ+
δ- δ-
Clica Enter
Ligações de Debye
O pólo positivo do dipolo permanente (molécula polar) vai atrair a nuvem electrónica da molécula apolar, deformando-a. Esta deformação corresponde ao aparecimento de um dipolo induzido.
H
H
Oδ+
δ+
ClCl
Clica Enter
Ligações de Debye
As “moléculas” ficam ligadas por forças dipolo permanente -dipolo induzido.
Dipolo 1 Moléculaapolar Dipolo 1 Dipolo
induzido
δ+δ-δ+ δ- δ-δ+
Clica Enter
Ligações de London
Em média , a nuvem electrónica distribui-se de uma forma esférica à volta do núcleo.
O movimento do electrão, provoca num determinado instante um dipolo instantâneo.
A
Moléculaapolar
Dipolo instantâneo
δ+ δ-
Ligações de London
Esta polarização é induzida a moléculas vizinhas, resultando daí forças de atracção entre moléculas.
B
Moléculaapolar
Dipolo instantâneo
δ+ δ+δ-δ-δ- δ-
Dipolo induzido
A A B
Clica Enter
Ligações de London
A ligação de London depende :
- do número de electrões;
- do tamanho da molécula;
- da forma da molécula.
B
Moléculaapolar
Dipolo instantâneo
δ+ δ+δ-δ-δ- δ-
Dipolo induzido
A A B
Clica Enter
Ligações de London
À medida que o raio atómico aumenta (aumento do nº de electrões) 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 eléctrica , com excepção da grafite.
Pontos de fusão e ebulição elevados.
Duros e quebradiços.
Sólidos Metálicos
As unidades constituintes da estrutura são iões positivos e electrões 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 iões positivos.
Cada ião perde um mais electrões formando a nuvem electrónica que se espalha por todo o retículo. Este(s) electrão(ões) não estão ligados a qualquer átomo, mas estão deslocalizados sobre o cristal.
Sólidos Metálicos
Electrões deslocalizados
Iões 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
Ião-ião
Ião-dipolo
Dipolo permanente –dipolo induzido-dipolo
Dipolo-dipolo
Dipolo instantâneo-dipolo induzido
En
erg
ia d
e lig
ação
Fim!
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