Aula _2

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).

431 kJ/mol

• 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

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 • 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:

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 Íon-Molécula polar Íon-dipolo forte

Molécula polar-Molécula polar

Dipolo-dipolo média Moléculas Ligação de hidrogênio média

Todas Forças de Van der Waals

Forças íon-dipolo

• Interação entre um íon e um dipolo (molécula polar).

• Importantes em solução de compostos iônicos em solventes polares.

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

e posteriormente estabelecer uma atração com o dipolo induzido.

• Ex. I- _{+ I}

-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 • 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 _O

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 • 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 • 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)

• 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 o_{C; Ne = – 246} o_{C; Ar = – 186} o_C

• Liquefação e solidificação de substâncias apolares são muito mais difíceis do que de apolares são muito mais difíceis do que de substâncias polares.

• Ex. HCl (polar) liquefação a – 83 o_C

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 • 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}

Ligação de Hidrogênio em

compostos orgânicos

• Ex. álcoois, ácidos carboxílicos, aminas, amidas, aminoácidos.

amidas, aminoácidos.

OH N O O N O O HO OH N O O o - n i t r o f e n o l P F = 4 5 o C p - n i t r o f e n o lP F = 1 1 3 o C

• DNA: interação entre os pares de bases nitrogenadas. O H NH N H NH CH₂ O N N N H T I M I N A A D E N I N A

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

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 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

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 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.

1) Identifique as forças intermoleculares presentes nas seguintes substâncias e selecione a substância com maior PE.

CH CH , CH OH, CH CH OH

EXERCÍCIOS

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 Ponto de Ponto de espécie Ponto de fusão/ o_C Ponto de ebulição/ o_C CH₃CH₂OH -115 78,5 CH₃OCH₃ -141 -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

E.; Burdge, J. R. Química – A Ciência

Central, 9ª Ed., Pearson Education Inc.