Polaridadedasmolculaseforasintermoleculares 101024102915-phpapp02

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Polaridadedasmolculaseforasintermoleculares 101024102915-phpapp02

  1. 1. Polaridade das moléculas e Forças Intermoleculares Autor: Rosbergue Lúcio
  2. 2. • O álcool se mistura à água. O óleo não se mistura à água. Será isso um simples capricho da natureza? A Química explica.
  3. 3. 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.
  4. 4. 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.
  5. 5. Conceitos gerais Eletronegatividade É a "força" que o átomo tem de capturar elétrons dos outros para si.
  6. 6. 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
  7. 7. 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
  8. 8. 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.
  9. 9. Momento dipolar resultante (μr) • Essa determinação é feita considerando os vetores momento dipolo de cada ligação. Veja os exemplos a seguir:
  10. 10. Fórmula Molecular Geometria μr Polaridade da molécula
  11. 11. Solubilidade X Polaridade
  12. 12. 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!
  13. 13. Forças Intermoleculares
  14. 14. 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.
  15. 15. 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.
  16. 16. 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.
  17. 17. 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.
  18. 18. 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);
  19. 19. 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.
  20. 20. Pontes de hidrogênio • Outra consequência importante das pontes de hidrogênio existentes na água é sua alta tensão superficial.
  21. 21. Resumo de Forças Intermoleculares
  22. 22. Por hoje é só. Bons estudos e até a próxima!!.

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