As forças Intermoleculares O H H H H O
As forças Intermoleculares <ul><li>Johannes Diederik Van der Waals (1837-1923), físico holandês, recebeu o Prémio Nobel da...
As forças Intermoleculares Forças de Van der Waals Forças intermoleculares Existem entre Exemplos Dipolo-dipolo (Forças de...
Momento do dipolo -   r <ul><li>   = Q.d </li></ul>+ - d + Q - Q Clica Enter
Momento do dipolo -   r <ul><li>   = Q.d </li></ul>+ - d + Q - Q <ul><li>- Momento do dipolo </li></ul><ul><li>Q – Carga...
Momento do dipolo -   R <ul><li>   = Q.d </li></ul>+ - 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 Clica Enter
Momento do dipolo -   r C O O O 2-  1    2    3   Clica Enter
Momento do dipolo -   r  1    2    3    R = 0 (Espécie apolar)  R 1 e 2   Clica Enter
As forças Intermoleculares <ul><li>A coesão da matéria nos estados físicos, sólido, líquido e gasoso é consequência da atr...
As forças Intermoleculares <ul><li>As ligações  intermoleculares   são mais fracas do que as ligações  intramoleculares   ...
As forças Intermoleculares <ul><li>Forças intermoleculares mais fortes </li></ul><ul><li>Maior ponto de fusão </li></ul>O ...
As forças Intermoleculares <ul><li>Quanto mais fortes as ligações intermoleculares, maior será a energia posta em jogo par...
As forças Intermoleculares <ul><li>De acordo com a natureza, das ligações intermoleculares, os sólidos classificam-se em: ...
Sólidos Iónicos <ul><li>As unidades constituintes da estrutura são  iões positivos e negativos . </li></ul><ul><li>As  lig...
Sólidos Iónicos <ul><li>Os pontos de fusão e ebulição são elevados. </li></ul><ul><li>Não conduzem a corrente eléctrica no...
Sólidos Iónicos <ul><li>São duros e quebradiços. </li></ul><ul><li>Deslizes na rede cristalina originam debilidades na res...
Sólidos Moleculares <ul><li>As unidades constituintes da estrutura são  moléculas . </li></ul><ul><li>As moléculas podem s...
Ligações dipolo-dipolo <ul><li>As ligações dipolo-dipolo estabelecem-se entre moléculas polares (   R     0 ).  </li></u...
Ligações dipolo-dipolo  <ul><li>Ligação dipolo-dipolo  </li></ul>O H H H H O S H H <ul><li>Ligação por ponte de H  </li></...
Ligações dipolo-dipolo  <ul><li>A ligação de H ( Hidrogénio ) é um caso particular da ligação diplo-dipolo. </li></ul>O H ...
Ligações de Hidrogénio <ul><li>As ligações de  H  estabelecem-se entre átomos pequenos e electronegativos ( N , O e F ) e ...
Ligações de Hidrogénio <ul><li>As ligações de  H  são das ligações intermoleculares mais fortes. </li></ul>O H H H H O O H...
Ligações dipolo-dipolo  <ul><li>O que condiciona a diferença no estado físico destas substâncias são as ligações de  H  qu...
Ligações dipolo-dipolo  <ul><li>Entre moléculas de H 2 S   estabelecem-se ligações  dipolo-dipolo. </li></ul>H H H H S S C...
Ligações de Hidrogénio <ul><li>É necessário fornecer mais energia à água para romper essas ligações ( Hidrogénio ), daí , ...
Ligações de Debye <ul><li>O pólo positivo do dipolo permanente (molécula polar) vai atrair a nuvem electrónica da molécula...
Ligações de Debye <ul><li>As “moléculas” ficam ligadas por forças dipolo permanente -dipolo induzido. </li></ul>Dipolo 1 M...
Ligações de London <ul><li>Em média , a nuvem electrónica distribui-se de uma forma esférica à volta do núcleo. </li></ul>...
Ligações de London <ul><li>Esta polarização é induzida a moléculas vizinhas, resultando daí forças de atracção entre moléc...
Ligações de London <ul><li>A ligação de London depende : </li></ul><ul><li>- do número de electrões; </li></ul><ul><li>- d...
Ligações de London <ul><li>À medida que o raio atómico aumenta (aumento do nº de electrões) as forças de dispersão de Lond...
Sólidos Covalentes <ul><li>As unidades constituintes da estrutura são  átomos . </li></ul><ul><li>As  ligações  químicas q...
Sólidos Covalentes <ul><li>Não conduzem a corrente eléctrica , com excepção da  grafite. </li></ul><ul><li>Pontos de fusão...
Sólidos Metálicos <ul><li>As unidades constituintes da estrutura são  iões positivos  e  electrões livres . </li></ul><ul>...
Sólidos Metálicos <ul><li>As unidades que ocupam os pontos reticulares são os iões positivos. </li></ul><ul><li>Cada ião p...
Sólidos Metálicos <ul><li>Electrões deslocalizados </li></ul>Iões positivos
As forças Intermoleculares Forças de van der Waals Forças intermoleculares Existem entre Exemplos Dipolo-dipolo (Forças de...
As forças Intermoleculares Ião-ião Ião-dipolo Dipolo permanente –dipolo induzido-dipolo Dipolo-dipolo Dipolo instantâneo-d...
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Forças intermoleculares[1]

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Forças intermoleculares[1]

  1. 1. As forças Intermoleculares O H H H H O
  2. 2. As forças Intermoleculares <ul><li>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. </li></ul>
  3. 3. As forças Intermoleculares Forças de Van der Waals Forças intermoleculares Existem entre Exemplos Dipolo-dipolo (Forças de Keesom) Moléculas polares HCl ; CH 3 CH 2 OH Dipolo permanente-dipolo induzido (Forças de Debye) Moléculas polares com moléculas apolares HCl + N 2 Forças de dispersão de London Todos os tipos de moléculas
  4. 4. Momento do dipolo -  r <ul><li> = Q.d </li></ul>+ - d + Q - Q Clica Enter
  5. 5. Momento do dipolo -  r <ul><li> = Q.d </li></ul>+ - d + Q - Q <ul><li>- Momento do dipolo </li></ul><ul><li>Q – Carga </li></ul><ul><li>d – Distância entre os centros das cargas </li></ul>
  6. 6. Momento do dipolo -  R <ul><li> = Q.d </li></ul>+ - d + Q - Q  R = 0 (Espécie apolar)  R  0 (Espécie polar) 
  7. 7. Momento do dipolo -  r O=C=O  R = 0 (Espécie apolar)  1  2  R =  1 -  2 Clica Enter
  8. 8. Momento do dipolo -  r C O O O 2-  1  2  3 Clica Enter
  9. 9. Momento do dipolo -  r  1  2  3  R = 0 (Espécie apolar)  R 1 e 2 Clica Enter
  10. 10. As forças Intermoleculares <ul><li>A coesão da matéria nos estados físicos, sólido, líquido e gasoso é consequência da atracção entre moléculas através das ligações intermoleculares (ligação entre moléculas). </li></ul>Aumento da intensidade das forças intermoleculares
  11. 11. As forças Intermoleculares <ul><li>As ligações intermoleculares são mais fracas do que as ligações intramoleculares (ligações entre átomos que constituem as moléculas) . </li></ul>O H H H H O O H H Clica Enter
  12. 12. As forças Intermoleculares <ul><li>Forças intermoleculares mais fortes </li></ul><ul><li>Maior ponto de fusão </li></ul>O H H O H H Clica Enter
  13. 13. As forças Intermoleculares <ul><li>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. </li></ul>O H H O H H
  14. 14. As forças Intermoleculares <ul><li>De acordo com a natureza, das ligações intermoleculares, os sólidos classificam-se em: </li></ul><ul><li>- sólidos iónicos; </li></ul><ul><li>- sólidos moleculares; </li></ul><ul><li>- sólidos covalentes; </li></ul><ul><li>- sólidos metálicos. </li></ul>
  15. 15. Sólidos Iónicos <ul><li>As unidades constituintes da estrutura são iões positivos e negativos . </li></ul><ul><li>As ligações químicas que se estabelecem entre as unidades constituintes da estrutura são iónicas . </li></ul>
  16. 16. Sólidos Iónicos <ul><li>Os pontos de fusão e ebulição são elevados. </li></ul><ul><li>Não conduzem a corrente eléctrica no estado sólido. </li></ul><ul><li>Conduzem a corrente eléctrica em solução aquosa ou fundidos. </li></ul>
  17. 17. Sólidos Iónicos <ul><li>São duros e quebradiços. </li></ul><ul><li>Deslizes na rede cristalina originam debilidades na resistência, devido às repulsões interiónicas. </li></ul>
  18. 18. Sólidos Moleculares <ul><li>As unidades constituintes da estrutura são moléculas . </li></ul><ul><li>As moléculas podem ser polares ou apolares. </li></ul><ul><li>As ligações químicas que se estabelecem entre as unidades constituintes da estrutura são ligações dipolo-dipolo e ligações de London. </li></ul>
  19. 19. Ligações dipolo-dipolo <ul><li>As ligações dipolo-dipolo estabelecem-se entre moléculas polares (  R  0 ). </li></ul>O H H H H O O H H  +  -  +  +  +  +  +  -  - Clica Enter
  20. 20. Ligações dipolo-dipolo <ul><li>Ligação dipolo-dipolo </li></ul>O H H H H O S H H <ul><li>Ligação por ponte de H </li></ul>Clica Enter
  21. 21. Ligações dipolo-dipolo <ul><li>A ligação de H ( Hidrogénio ) é um caso particular da ligação diplo-dipolo. </li></ul>O H H H H O S H H Clica Enter
  22. 22. Ligações de Hidrogénio <ul><li>As ligações de H estabelecem-se entre átomos pequenos e electronegativos ( N , O e F ) e o átomo de H . </li></ul>O H H H H O O H H  +  -  +  +  +  +  +  -  - Clica Enter
  23. 23. Ligações de Hidrogénio <ul><li>As ligações de H são das ligações intermoleculares mais fortes. </li></ul>O H H H H O O H H  +  -  +  +  +  +  +  -  - Clica Enter
  24. 24. Ligações dipolo-dipolo <ul><li>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 H 2 S não se estabelecem ligações de H. </li></ul>H H H H O S Gás ( 25º C ) Liquido ( 25º C )
  25. 25. Ligações dipolo-dipolo <ul><li>Entre moléculas de H 2 S estabelecem-se ligações dipolo-dipolo. </li></ul>H H H H S S Clica Enter
  26. 26. Ligações de Hidrogénio <ul><li>É necessário fornecer mais energia à água para romper essas ligações ( Hidrogénio ), daí , o seu ponto de ebulição ser maior. </li></ul>O H H H H O O H H  +  -  +  +  +  +  +  -  - Clica Enter
  27. 27. Ligações de Debye <ul><li>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. </li></ul>H H O  +  + Cl Cl Clica Enter
  28. 28. Ligações de Debye <ul><li>As “moléculas” ficam ligadas por forças dipolo permanente -dipolo induzido. </li></ul>Dipolo 1 Molécula apolar Dipolo 1 Dipolo induzido  +  -  +  -  -  + Clica Enter
  29. 29. Ligações de London <ul><li>Em média , a nuvem electrónica distribui-se de uma forma esférica à volta do núcleo. </li></ul><ul><li>O movimento do electrão, provoca num determinado instante um dipolo instantâneo. </li></ul>A Molécula apolar Dipolo instantâneo  +  -
  30. 30. Ligações de London <ul><li>Esta polarização é induzida a moléculas vizinhas, resultando daí forças de atracção entre moléculas. </li></ul>B Molécula apolar Dipolo instantâneo  +  +  -  -  -  - Dipolo induzido A A B Clica Enter
  31. 31. Ligações de London <ul><li>A ligação de London depende : </li></ul><ul><li>- do número de electrões; </li></ul><ul><li>- do tamanho da molécula; </li></ul><ul><li>- da forma da molécula. </li></ul>B Molécula apolar Dipolo instantâneo  +  +  -  -  -  - Dipolo induzido A A B Clica Enter
  32. 32. Ligações de London <ul><li>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. </li></ul>9 F ; 17 Cl ; 35 Br ; 53 I
  33. 33. Sólidos Covalentes <ul><li>As unidades constituintes da estrutura são átomos . </li></ul><ul><li>As ligações químicas que se estabelecem entre as unidades constituintes da estrutura são covalentes . </li></ul>
  34. 34. Sólidos Covalentes <ul><li>Não conduzem a corrente eléctrica , com excepção da grafite. </li></ul><ul><li>Pontos de fusão e ebulição elevados. </li></ul><ul><li>Duros e quebradiços. </li></ul>
  35. 35. Sólidos Metálicos <ul><li>As unidades constituintes da estrutura são iões positivos e electrões livres . </li></ul><ul><li>As ligações químicas que se estabelecem entre as unidades constituintes da estrutura são metálicas . </li></ul>
  36. 36. Sólidos Metálicos <ul><li>As unidades que ocupam os pontos reticulares são os iões positivos. </li></ul><ul><li>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. </li></ul>
  37. 37. Sólidos Metálicos <ul><li>Electrões deslocalizados </li></ul>Iões positivos
  38. 38. As forças Intermoleculares Forças de van der Waals Forças intermoleculares Existem entre Exemplos Dipolo-dipolo (Forças de Keesom) Moléculas polares HCl ; CH 3 CH 2 OH Dipolo permanente-dipolo induzido Moléculas polares com moléculas apolares HCl + N 2 Forças de dispersão de London Todos os tipos de moléculas
  39. 39. As forças Intermoleculares Ião-ião Ião-dipolo Dipolo permanente –dipolo induzido-dipolo Dipolo-dipolo Dipolo instantâneo-dipolo induzido Energia de ligação
  40. 40. <ul><li>Fim! </li></ul>
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