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    Polaridadedasmolculaseforasintermoleculares 101024102915-phpapp02 Polaridadedasmolculaseforasintermoleculares 101024102915-phpapp02 Presentation Transcript

    • Polaridade das moléculas e Forças Intermoleculares Autor: Rosbergue Lúcio
    • • O álcool se mistura à água. O óleo não se mistura à água. Será isso um simples capricho da natureza? A Química explica.
    • Conceitos gerais • Numa ligação covalente os elétrons são compartilhados por dois átomos que se ligam: • Em átomos diferentes: O Cloro atrai o par eletrônico para si. Por isso, dizemos que o Cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio e que a ligação covalente está polarizada.
    • Conceitos gerais • Evidentemente, quando os dois átomos são iguais como na figura abaixo, não há razão para um átomo atrair um par eletrônico mais do que o outro. As moléculas neste caso são apolares.
    • Conceitos gerais Eletronegatividade É a "força" que o átomo tem de capturar elétrons dos outros para si.
    • Ligações polares e apolares • Ligações apolares: apresentam diferença de eletronegatividade (Δ) igual a zero (ou muito próximo de zero).Exemplos: Cl – Cl 3,0 – 3,0 F – F 4,0 – 4,0 Eletronegatividade: Δ = 3,0 – 3,0 = 0 Δ = 4,0 – 4,0 = 0
    • Ligações polares e apolares • Ligações polares: apresentam diferença de eletronegatividade (Δ) diferente de zero Exemplos: H – Cl 2,1 – 3,0 I – F 2,5 – 4,0 Eletronegatividade: Δ = 3,0 – 2,1 = 0,9 Δ = 4,0 – 2,5 = 1,5 Essa ligação é mais polar que a anterior
    • Momento dipolar resultante (μr) • Teoricamente, a determinação da polaridade de uma molécula é feita pela soma dos vetores de polarização de todas as ligações da molécula. A resultante é denominada momento dipolar resultante (μr). Enfatizando: o momento dipolar resultante (μr) depende da eletronegatividade dos elementos participantes da ligação e da geometria molecular. Veja o próximo slide.
    • Momento dipolar resultante (μr) • Essa determinação é feita considerando os vetores momento dipolo de cada ligação. Veja os exemplos a seguir:
    • Fórmula Molecular Geometria μr Polaridade da molécula
    • Solubilidade X Polaridade
    • Solubilidade X Polaridade A análise dos experimentos permite a seguinte conclusão: • Substância • Substância • Substância apolar. • Substância polar. polar dissolve substância polar. apolar dissolve substância apolar. polar não dissolve substância apolar não dissolve substância Regras! Há exceções!
    • Forças Intermoleculares
    • A capacidade das lagartixas em escalar praticamente qualquer superfície, se dá através da interação de forças intermoleculares, que ocorrem entre a superfície e as patas do animal.
    • Conceitos gerais • Só faz sentido falar em ligações intermoleculares para os estados líquido e sólido, pois no estado gasoso (ideal) as moléculas estão isoladas. • As forças atrativas intermoleculares podem ser classificadas em: – interação dipolo permanente-dipolo permanente; – interação dipolo induzido-dipolo induzido ou forças de dispersão de London; – ponte de hidrogênio ou ligação de hidrogênio.
    • Forças (ou ligações) de Van der Waals (ou de London) • Ocorrem em qualquer tipo de molécula, sendo o único tipo de força entre moléculas apolares; • Mesmo sendo apolar, a molécula contém muitos elétrons, que se movimentam rapidamente. Pode acontecer, num dado instante, de uma molécula estar com mais elétrons de um lado que do outro; essa molécula estará, então, momentaneamente polarizada; Não confunda ligação covalente (interatômica) com ligação intermolecular.
    • Forças (ou ligações) dipolo-dipolo • As moléculas polares constituem dipolos permanentes. Quando estão nos estados sólido e líquido, as substâncias formadas por moléculas polares orientam-se de forma que o pólo positivo de uma fica voltado para o negativo da outra.
    • Pontes de hidrogênio • Um caso extremo de atração dipolo-dipolo ocorre quando temos o hidrogênio ligado a átomos pequenos e fortemente eletronegativos, especialmente o flúor, o oxigênio e o nitrogênio. • DICA: Flúor, Oxigênio e Nitrogênio (FON);
    • Água Líquida x Gelo O gelo tem as suas moléculas arrumadas numa grade cristalina espacial, organizada e mais espaçada do que a água líquida. Por esse motivo o gelo é menos denso que a água no estado líquido.
    • Pontes de hidrogênio • Outra consequência importante das pontes de hidrogênio existentes na água é sua alta tensão superficial.
    • Resumo de Forças Intermoleculares
    • Por hoje é só. Bons estudos e até a próxima!!.