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Ana nery   fisico quimica ii - forcas intermoleculares e propriedades
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Ligações intermoleculares e as propriedades fisicas

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  • 1. AS FORÇAS INTERMOLECULARES FISICO QUIMICA II Prof. Joseval Estigaribia
  • 2. EXPERIMENTOS  Lamina de barbear não afunda?  Corante em leite e detergente Cromatografia de papel de tinta de caneta  Álcool na gasolina 
  • 3. 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.
  • 4. AS FORÇAS INTERMOLECULARES Forças de Van der Waals Forças intermoleculares Existem entre Dipolo-dipolo (Forças de Keesom) Moléculas polares Dipolo permanentedipolo induzido (Forças de Debye) Moléculas polares com moléculas apolares Forças de dispersão de London Todos os tipos de moléculas Exemplos HCl ; CH3CH2OH HCl , N2
  • 5. MOMENTO DO DIPOLO +Q -Q + - d = Q.d R Clica Enter
  • 6. MOMENTO DO DIPOLO +Q -Q + - R = Q.d d - Momento do dipolo Q – Carga d – Distância entre os centros das cargas
  • 7. MOMENTO DO DIPOLO - + +Q d R = Q.d -Q = 0 (Espécie apolar) 0 (Espécie polar) R R
  • 8. MOMENTO DO DIPOLO - R 2 1 O=C=O = R R 1 2 = 0 (Espécie apolar)
  • 9. MOMENTO DO DIPOLO - O R O C 1 3 O 2 2-
  • 10. MOMENTO DO DIPOLO - R 3 R = 0 (Espécie apolar) 1 2 R1e2
  • 11. AS FORÇAS INTERMOLECULARES Aumento da intensidade das 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).
  • 12. AS FORÇAS INTERMOLECULARES H H H O O H  O H As ligações intermoleculares são mais fracas do que as ligações intramoleculares (ligações entre átomos que constituem as moléculas). H
  • 13. AS FORÇAS INTERMOLECULARES H H O O H H Forças intermoleculares mais fortes Maior ponto de fusão
  • 14. AS FORÇAS INTERMOLECULARES H H O O H H 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.
  • 15. AS FORÇAS INTERMOLECULARES  De acordo com a natureza, das ligações intermoleculares, os sólidos classificam-se em: - sólidos iónicos; - sólidos moleculares; - sólidos covalentes; - sólidos metálicos.
  • 16. 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.
  • 17. 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.
  • 18. SÓLIDOS IÓNICOS São duros e quebradiços.  Deslizes na rede cristalina originam debilidades na resistência, devido às repulsões interiônicas. 
  • 19. 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.
  • 20. LIGAÇÕES DIPOLO-DIPOLO + H + H + + H O O + + H H O -  As ligações dipolo-dipolo estabelecem-se entre moléculas polares ( R 0 ). H
  • 21. LIGAÇÕES DIPOLO-DIPOLO H H H O S H  Ligação dipolo-dipolo H H O  Ligação por ponte de H
  • 22. LIGAÇÕES DIPOLO-DIPOLO H H O S H H  H O A ligação de H (Hidrogenio) é um caso particular da ligação diplo-dipolo. H
  • 23. LIGAÇÕES DE HIDROGÉNIO + H + H + + H O O + + H H O H -  As ligações de H estabelecem-se entre átomos pequenos e eletronegativos (N , O e F) e o átomo de H.
  • 24. LIGAÇÕES DE HIDROGÉNIO + H + H + + H O O + + H H O H -  As ligações de H são das ligações intermoleculares mais fortes.
  • 25. LIGAÇÕES DIPOLO-DIPOLO H H H S Gás ( 25º C )  H O Liquido ( 25º C ) 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.
  • 26. LIGAÇÕES DIPOLO-DIPOLO H H S H S H  Entre moléculas de H2S estabelecem-se ligações dipolo-dipolo.
  • 27. LIGAÇÕES DE HIDROGÉNIO + H + H + + H O O + + H H O H -  É necessário fornecer mais energia à água para romper essas ligações (Hidrogénio), daí , o seu ponto de ebulição ser superior em valor.
  • 28. LIGAÇÕES DE DEBYE + H + H  O Cl Cl 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.
  • 29. LIGAÇÕES DE DEBYE + - Dipolo 1  + Molécula apolar - Dipolo 1 + - Dipolo induzido As “moléculas” ficam ligadas por forças dipolo permanente - dipolo induzido.
  • 30. LIGAÇÕES DE LONDON A + Molécula apolar - Dipolo instantâneo Em média , a nuvem eletrônica distribui-se circularmente em volta do núcleo.  O movimento do eletron, provoca num determinado instante um dipolo instantâneo. 
  • 31. LIGAÇÕES DE LONDON A + + - Dipolo instantâneo  A B Molécula apolar B - - - Dipolo induzido Esta polarização é induzida a moléculas vizinhas, resultando daí forças de atração entre moléculas.
  • 32. LIGAÇÕES DE LONDON A + + - Dipolo instantâneo  A B Molécula apolar A ligação de London depende : - do número de eletrons; - do tamanho da molécula; - da forma da molécula. B - - - Dipolo induzido
  • 33. LIGAÇÕES DE LONDON 9F ; 17 Cl ; 35 Br ; 53 I 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.
  • 34. SÓLIDOS COVALENTES  As unidades constituintes da estrutura são átomos.  As ligações químicas que se estabelecem entre as unidades constituintes da estrutura são covalentes.
  • 35. SÓLIDOS COVALENTES  Não conduzem a corrente elétrica , com excepção do grafite.  Pontos de fusão e ebulição elevados.  Duros e quebradiços.
  • 36. 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.
  • 37. 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.
  • 38. SÓLIDOS METÁLICOS Ions positivos Eletrons deslocalizados
  • 39. AS FORÇAS INTERMOLECULARES Forças de van der Waals Forças intermoleculares Dipolo-dipolo (Forças de Keesom) Dipolo permanentedipolo induzido Existem entre Moléculas polares Forças de dispersão de London Todos os tipos de moléculas Moléculas polares com moléculas apolares Exemplos HCl ; CH3CH2OH HCl + N2
  • 40. AS FORÇAS INTERMOLECULARES Energia de ligação Ion-ion Ion-dipolo Dipolo-dipolo Dipolo permanente – dipolo induzido- dipolo Dipolo instantâneo-dipolo induzido
  • 41. 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.pucrio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_interacoes_intermoleculares.pdf Fim!

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