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INTERAÇÕES INTERMOLECULARES

INTERAÇÕES INTERMOLECULARES. ELETRONEGATIVIDADE: é a habilidade de um átomo em atrair os elétrons de uma ligação química para si. A eletronegatividade aumenta : - da esquerda para a direita em um período; - de baixo para cima em um grupo. Eletronegatividade e Polaridade da Ligação Química

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INTERAÇÕES INTERMOLECULARES

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Presentation Transcript

  1. INTERAÇÕES INTERMOLECULARES

  2. ELETRONEGATIVIDADE:é a habilidade de um átomo em atrair os elétrons de uma ligação química para si. • A eletronegatividade aumenta: • - da esquerda para a direita em um período; • - de baixo para cima em um grupo.

  3. Eletronegatividade e Polaridade da Ligação Química • Em uma ligação covalente, os elétrons podem estar localizados mais próximos de um dos átomos. Esse compartilhamento desigual se deve a diferença de eletronegatividade entre os átomos e resulta na formação de ligações polares. • eletronegatividade = 0 ou  0  ligações covalentes apolares • eletronegatividade  0  ligações covalentes polares + -

  4. MOMENTOS DE DIPOLO ():é a grandeza que representa a diferença de densidade eletrônica (dipolo) Q = grandeza das cargas r = distância entre os átomos Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D). No SI, a unidade para o momento de dipolo é C.m (Coulomb.metro). 1D = 3,336 x 10-30 C.m

  5. Momentos de dipolo de algumas moléculas simples

  6. Moléculas apolares com ligações polares Os dipolos de ligação no CO2 cancelam-se porque o CO2 é linear. -++- A ligação covalente C-O é polar, mas a molécula CO2 é apolar ( = 0)

  7. A molécula H2O não é linear e os dipolos não se cancelam. A molécula da água é polar (  0), ou seja, apresenta um momento de dipolo permanente.

  8. A polaridade de uma molécula depende dos átomos constituintes e de sua geometria molecular.

  9. POLARIZABILIDADE :é a facilidade com que uma densidade eletrônica pode ser distorcida por um campo elétrico externo. F- < Cl- < Br- < I- - +

  10. FORÇAS INTERMOLECULARES E PROPRIEDADES FÍSICAS

  11. 431 kJ/mol 16 kJ/mol Quando uma substância funde ou entra em ebulição, as forças intermoleculares são quebradas (NÃO AS LIGAÇÕES COVALENTES!!)

  12. FORÇAS ÍON-DIPOLO São decorrentes da interação eletrostática entre íons e moléculas que apresentam momento dipolar permanente (moléculas polares,   0). Ex.: Dissolução do NaCl em H2O Íons solvatados:

  13. U  e1.2 d2

  14. FORÇAS ÍON-DIPOLO INDUZIDO São decorrentes da interação eletrostática entre íons e moléculas apolares ( = 0). Ex.: Dissolução do NaCl em Br2 - + - + + - - + - + - + - + + - U  e12.2 d4 O dipolo só existe na presença dos íons

  15. FORÇAS DE VAN DER WAALS • São as forças intermoleculares mais fracas. • Dipolo - dipolo • Dipolo - dipolo induzido • Dipolo instantâneo - dipolo induzido

  16. Forças dipolo – dipolo (Debye): • Ocorre entre moléculas neutras que apresentam um momento de dipolo permanente. U  1.2 (estacionário) d3 U  1.2 (rotação) d6

  17. Se duas moléculas têm aproximadamente a mesma massa e o mesmo tamanho, as forças dipolo-dipolo aumentam com o aumento da polaridade.

  18. B) Forças dipolo – dipolo induzido: Ocorre quando substâncias polares e apolares neutras são misturadas. Ex.: O2 dissolvido em água CO2 dissolvido em água U  12.2 d6

  19. C) Forças dipolo instantâneo – dipolo induzido (Dispersão de London): Este tipo de interações ocorre com todos os átomos e moléculas, mas só pode ser observado em espécies que não apresentam momento dipolar permanente. Ex: He U  1.2 d6

  20. As forças de dispersão de London aumentam à medida que a massa molecular aumenta. Gás Gás Líquido Sólido Quanto maior for a área de superfície disponível para contato, maiores são as forças de dispersão. Área: linear > esférico Forças de London: linear > esférico

  21. LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO É um caso especial de forças dipolo-dipolo. Quando uma ligação de hidrogênio ocorre, ela predomina sobre os outros tipos de interação: U  B.H + ... dBH O H está mais próximo de A A-H---B • Uma das moléculas possui átomos de hidrogênio ligados a átomos bastante eletronegativos, como O, N e F - Chamado doador de ligação hidrogênio (A-H). • A outra molécula possui também átomos eletronegativos, como O, N ou F, com pares de elétrons não-ligantes. Chamado aceptor de hidrogênio (B:).

  22. De modo geral, a temperatura de ebulição aumenta com o aumento da massa molecular, devido o aumento das forças de dispersão. • Entretanto observa-se exceção com a água, devido às suas fortes forças intermoleculares que são do tipo ligação de hidrogênio.

  23. Ligações de hidrogênio intramoleculares Celulose, DNA, ... proteína

  24. As ligações de hidrogênio são responsáveis pela: Flutuação do gelo

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