(Microsoft PowerPoint - For\347as Intermol e Lig Metal [Modo de

FORÇAS
INTERMOLECULARES
São as forças que mantêm os sólidos e líquidos unidos.
A ligação covalente que mantém uma molécula unida
é uma força intramolecular.
A atração entre moléculas é uma força intermolecular.
Quando uma substância funde ou entra em ebulição,
forças intermoleculares são quebradas (não as ligações
covalentes).
• Forças intermoleculares são muito mais fracas do
que as forças intramoleculares (por exemplo, 16
kJ mol-1 versus 431 kJ mol-1 para o HCl).
431 kJ/mol
16 kJ/mol
PROPRIEDADES FÍSICAS DAS SUBSTÂNCIAS
GASES
• As moléculas de gás estão separadas e não interagem
muito entre si.
LÍQUIDOS
• As moléculas de líquidos são mantidas mais próximas
do que as moléculas de gases, mas não de maneira tão
rígida.
SÓLIDOS
• As moléculas de sólidos estão mais próximas e estão
unidas de forma muito rígida.
Partículas:
Átomos (Ar, Ne),
Moléculas (H2O, N2),
Íons (NaCl)
• A conversão de um gás em um líquido ou sólido
requer que as moléculas se aproximem:
– resfriamento ou compressão.
• A conversão de um sólido em um líquido ou gás
requer que as moléculas se distanciem:
– aquecimento ou redução da pressão.
• As forças que mantêm os sólidos e líquidos unidos
são denominadas forças intermoleculares.
INTERAÇÕES ENTRE ESPÉCIES
QUÍMICAS
ESPÉCIE QUÍMICA
INTERAÇÃO
INTENSIDADE
átomos
L.C.
muito forte
íons
L.I.
muito forte
Íon-Molécula polar
Íon-dipolo
forte
Molécula polarMolécula polar
Moléculas
Dipolo-dipolo
média
Ligação de hidrogênio
média
Forças de Van der
Waals
fraca
Todas
Forças íon-dipolo
• Interação entre um íon e um dipolo
(molécula polar).
• Importantes em solução de compostos
iônicos em solventes polares.
• Ex. NaCl + H2O → Na+ (aq) + Cl- (aq)
• A mais forte de todas as forças
intermoleculares.
Íon-Dipolo Induzido
• Interação entre íons e moléculas apolares.
• Íon pode induzir um dipolo em uma molécula
e posteriormente estabelecer uma atração
com o dipolo induzido.
• Ex. I- + I2 → I3-
Forças dipolo-dipolo
• Resultam da atração entre dipolos permanentes (moléculas
polares).
Ex. CHCl3, SO2
• Dipolos tendem a orientar-se de modo a maximizar as
interações eletrostáticas.
• Moléculas polares: PF e PE mais elevados que os das
substâncias não polares (com MM equivalente).
• Forças dipolo-dipolo aumentam com o aumento da polaridade
(para moléculas com massa e tamanho próximos).
• Há uma mistura de forças dipolo-dipolo atrativas e repulsivas
quando as moléculas se viram.
Dipolo-Dipolo Induzido
• Moléculas muito polares podem induzir
dipolos em moléculas apolares formando
ligações muito fracas.
H2O
O2
Forças de Van der Waals
Forças de dispersão de London
• A mais fraça de todas as forças
intermoleculares.
• Normalmente com gases.
• Importantes apenas quando são as únicas
presentes: moléculas que não tem dipolo
permanente ou gases nobres.
• Ex.
Coesão entre moléculas de CO2 em CO2(s)
Coesão entre moléculas de CH4 em CH4(s)
• Resultam da interação entre dipolos
instantâneos e dipolos induzidos.
• É possível que duas moléculas adjacentes
neutras se afetem.
• O núcleo de uma molécula (ou átomo) atrai os
elétrons da molécula adjacente (ou átomo).
• Por um instante, as nuvens eletrônicas ficam
distorcidas.
• Nesse instante, forma-se um dipolo
(denominado dipolo instantâneo).
• Um dipolo instantâneo pode induzir outro dipolo
instantâneo em uma molécula (ou átomo)
adjacente.
• As forças de dispersão de London
aumentam à medida que a massa
molecular aumenta.
• Existem forças de dispersão de London
entre todas as moléculas.
• São forças fracas. Evidência: baixos PE
de gases nobres.
• Ex. He = – 269 oC; Ne = – 246 oC;
Ar = – 186 oC
• Liquefação e solidificação de substâncias
apolares são muito mais difíceis do que de
substâncias polares.
• Ex. HCl (polar) liquefação a – 83 oC
F2 (apolar) liquefação a – 187 oC
Ligação de hidrogênio
• Caso especial de forças dipolo-dipolo
• Tipo de ligação química em que o
hidrogênio é atraído simultaneamente por
dois átomos muito eletronegativos,
atuando como uma ponte entre ambos.
Ex. (HF)n
• Ocorrência: átomos fortemente
eletronegativos (F, O, N).
Ligação de Hidrogênio em
compostos inorgânicos
• Explica PF e PE anormalmente elevados
da H2O, HF e NH3 em relação aos demais
hidretos.
As ligações de hidrogênio são responsáveis pela
flutuação do gelo
• Os sólidos são normalmente mais unidos do
que os líquidos e, portanto, são mais densos.
• O gelo é ordenado com uma estrutura aberta
para otimizar a ligação H.
• Conseqüentemente, o gelo é menos denso do
que a água.
• Na água, o comprimento da ligaçao H-O é 1,0
Å.
• O comprimento da ligação de hidrogênio O…H
é 1,8 Å.
• O gelo tem águas ordenadas em um
hexágono regular aberto.
• Cada δ+ H aponta no sentido de um par
solitário no O.
Ligação de Hidrogênio em
compostos orgânicos
• Ex. álcoois, ácidos carboxílicos, aminas,
amidas, aminoácidos.
• Intramoleculares e Intermoleculares.
O
N
O
OH
HO
N
O
O
O
O
N
OH
l C
oo
n 3
e 1
f
o 1
r
t
=
i
n F
p P
l
o C
no
e5
f
o4
r
t
=
i
nF
oP
• DNA: interação entre os pares de bases
nitrogenadas.
O
H
CH2
NH
N
H
N
O
NH
N
N
H
A
N
I
N
E
D
A
A
N
I
M
I
T
LIGAÇÕES METÁLICAS
• Os sólidos metálicos têm átomos metálicos.
• No estado sólido os metais se agrupam de
forma geometricamente ordenada dando
origem a células, grades ou retículos
cristalinos.
• Cada retículo é formado por milhões de
átomos.
CARACTERÍSTICAS COMUNS AOS ÁTOMOS DE
ELEMENTOS METÁLICOS
1) EI pequena: átomos têm pouca atração por seus
elétrons de valência e pouca afinidade por elétrons
adicionais.
Ligação de um átomo metálico a outro não conduz a
significativa diminuição de energia.
Átomos de elementos metálicos formam ligações fracas
por pares eletrônicos uns com os outros.
Energia de Dissociação (KJ.mol-1)
Li2
103
Na2
73
Zn2
24
2) número de elétrons de valência menor do
que o número de orbitais de valência.
Estabilidade maior pode ser alcançada
quando os elétrons de valência de um
átomo se movimentam sob a influência de
vários núcleos.
• Em geral, todos os orbitais de valência dos
átomos livres são convertidos em um grupo de
orbitais multicêntricos no cristal metálico.
• Metais: exemplos extremos de ligações
multicêntricas ou não-localizadas.
• Em resumo: metal é um aglomerado de
átomos mergulhados numa nuvem de elétrons
livres (deslocalizados) que manterá os átomos
unidos.
• Os metais são bons condutores de eletricidade
porque os elétrons estão deslocalizados.
EXERCÍCIOS
1) Identifique as forças intermoleculares
presentes nas seguintes substâncias e
selecione a substância com maior PE.
CH3CH3, CH3OH, CH3CH2OH
2) Coloque as substâncias BaCl2, H2, CO, HF e Ne
em ordem crescente de ponto de ebulição.
3) Álcool etílico (CH3CH2OH) e éter dimetílico (CH3OCH3) têm
a mesma fórmula molecular e seus momentos dipolares
são semelhantes. Entretanto, seus pontos de fusão e ebulição
são bastante diferentes:
espécie
CH3CH2OH
CH3OCH3
Ponto de
fusão/ oC
-115
-141
Ponto de
ebulição/ oC
78,5
-25
Com base nas interações intermoleculares existentes
explique as diferenças entre os pontos de fusão e de ebulição
dessas substâncias.
BIBLIOGRAFIA
• Barros, H. L.C. Química Inorgânica –
Uma Introdução, Editora UFMG, 1992.
• Brown, T. L.; LeMay Jr., H. E.; Bursten, B.
E.; Burdge, J. R. Química – A Ciência
Central, 9ª Ed., Pearson Education Inc.
2003.