Geometria Molecular e Interações Químicas Moleculares

1. Geometria Molecular e Interações Químicas Moleculares Profª. Norilda Siqueira de Oliveira www.norildasiqueira.wikispaces.com

2. Geometria Molecular • É o estudo de como os átomos estão distribuídos espacialmente em uma molécula. • Dependendo dos átomos que a compõem. • As principais classificações são: linear, angular, trigonal plana, piramidal e tetraédrica. • Para se determinar a geometria de uma molécula, é preciso conhecer a teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência.

3. VSEPR (repulsão dos pares de elétrons da camada de valência) • Baseia-se na idéia de que pares eletrônicos da camada de valência de um átomo central, estejam fazendo Ligação química ou não, se comportam como nuvens eletrônicas que se repelem, ficando com a maior distância angular possível uns dos outros. • Uma nuvem eletrônica pode ser representada por uma ligação simples, dupla, tripla ou mesmo por um par de elétrons que não estão a fazer ligação química.

4. Geometria Molecular

5. HCl HBr Linear l80º

6. CO2 Linear 180º

7. Angular 104,5º • H2O

8. Trigonal Plana D BF3 120º

9. NH3 Pirâmide Trigonal E 107,3º

10. Tetraédrica F (CH4) 109,5º

11. Prêmio Nobel de Química em 1954 e da Paz em 1962. Famoso por suas pesquisas sobre estruturas moleculares e pela luta contra as armas nucleares. Linus Pauling

12. Conceito de Eletronegatividade • Eletronegatividade é a tendência que o átomo de um determinado elemento apresenta para atrair elétrons, num contexto em que se acha ligado a outro átomo. • FuiOntemNoClubeBrasil ISóComiPão Húngaro Metais

13. Valores de Eletronegatividade

14. Polaridade das Ligações

15. Ligação Polares e Apolares • Ligação covalente polar∆ = 4,0 – 2,1 = 1,9 • δ+        δ- H ─ Cl    *Como o Cloro é mais eletronegativo, atrai para si o pólo com carga positiva. • Ligação covalente apolar∆ = 2,1 -2,1 = 0 • H ─ H * Possuem a mesma eletronegatividade.

16. Ligação Iônica X Ligação Covalente • Ligação iônica : Doação e recebimento de elétrons. (metais com não metais),( 1,2e3 com 5,6 e7) • Valores de ∆ acima de 2 indica ligação com caráter iônico. • KCl ∆ = 3,0 – 0,8 = 2,2 (IÔNICA) • NaCl ∆ = 3,0 – 0,9 = 2,1 (IÔNICA)

17. Ligação Iônica X Ligação Covalente • Ligação Covalente: Compartilhamento de pares de elétrons. (Não metais) • Valores de ∆ abaixo de 1,5 indica ligação com caráter predominantemente covalente. • Cl2 ∆ = 3,0 – 3,0 = zero (COVALENTE APOLAR) • BrCl ∆ = 3,0 – 2,8 = 0,2 (COVALENTE POLAR) • ICl ∆ = 3,0 – 2,5 = 0,5 (COVALENTE POLAR) • HCl ∆ = 3,0 – 2,1 = 0,9 (COVALENTE POLAR)

18. Polaridade das Moléculas

19. Polaridade de moléculas • A polaridade de uma molécula é verificada pelo valor do momento de dipolo →µ • A polaridade de moléculas com mais de dois átomos é expressa por: →µR (momento dipolo resultante). • H2 H─H geometria linear →µ = zero Apolar • HF H ─F geometria linear →µ ≠ 0 Polar • CO2 O═C ═ O geometria linear →µ = 0 Apolar • HCN H ─ C≡N geometria linear →µ ≠ 0 Polar

20. Polaridade das moléculas Amônia(NH3) Polar H2O Polar CH4 Apolar HCCl3 Polar

21. Compostos Orgânicos • Polares: Metanol, etanol, propanona. • Apolares: Derivados direto do petróleo: gasolina, benzina, benzeno, óleo diesel, óleo lubrificante, parafina, vaselina, óleos de origem animal ou vegetal.

22. Polaridade de Moléculas Orgânicas • A polaridade das moléculas orgânicas são feitas analisado o momento dipolar resultante. →µR (momento dipolo resultante). • Grupos polares: ─OH ─NH2 ─COOH

23. Moléculas Orgânicas Etanol Polar Propan-2-amina Polar Gasolina C8H18 Apolar Tetracoreto de carbono Apolar

24. Polaridade e Solubilidade

25. Polaridade e Solubilidade • Semelhante dissolve semelhante. • Soluto polar tende a dissolver bem em solvente polar. • Soluto apolar tende a dissolver bem em solvente apolar.

26. Exemplo • Dentre as substâncias qual dissolve melhor em água? • Qual tem diferença de eletronegatividade? • Gás oxigênio(O2 )Gás Ozônio(O3) Gás Nitrogênio (N2) • Dióxido de Carbono(CO2)Àcido Clorídrico(HCl)

27. Polaridade e Solubilidade • A solubilidade diminui com o aumento da cadeia. • Os álcoois até 3ou 4 carbonos são bastante solúveis devido a presença da hidroxila. • Essa solubilidade do álcool diminui a medida que o número de carbono aumenta.

28. Solubilidade e Tamanho da Cadeia • H3COH • H3CH2OH • H3CCH2CH2OH • H3CCH2CH2CH2OH • H3CCH2CH2CH2CH2OH • H3CCH2CH2CH2CH2CH2OH

29. Grupo Hidrófobo e Hidrófilo • Nonanoato de sódio

30. Vitaminas Lipossolúveis • Vitamina D • Vitamina E • Vitamina A

31. Vitaminas Hidrossolúveis • Vitamina C • ff

32. Força de Interação ou Ligação Intermolecular

33. Força de Interação ou Ligação Intermolecular • O que mantêm as moléculas unidas nos três estados (sólido, líquido e gasoso) são as chamadas ligações ou forças ou interações moleculares. • São três tipos de forças: • Ligação de Hidrogênio • Dipolo permanente ou dipolo-dipolo (DD) • Dipolo instantâneo (DI), força de van der Waals ou força de dispersão de London

34. Estados de agregação de uma substância

35. Ligação de Hidrogênio • São interações que ocorrem entre moléculas que apresentem H ligados diretamente a FO ou N. (EX: NH3 – H2O -HF)

36. Ligação covalente e de hidrogênio Ligação de hidrogênio rompendo Ligação de Hidrogênio

37. Força de atração entre dipolos, positivos e negativos. Ex: HCl -HI - PCl3 Dipolo Dipolo

38. Dipolo Induzido ou van der Waals • Ocorrem em todas as substâncias polares ou apolares • F2, Cl2, Br2, I2, hidrocarbonetos

39. Forças Intermoleculares e Ponto de Ebulição

40. Forças Intermoleculares e Ponto de Ebulição • Quando uma substância á aquecida e passa do estado líquido ou sólido para o estado gasoso ocorre o rompimento de ligação intermolecular.

41. Força de ligação e Ponto de Ebulição • Ligação de Hidrogênio: HF- H2O - NH3 • Ligação Dipolo Dipolo: HCl – HBr – HI • Ligação de Dipolo-instantâneo ou DI: F2, Cl2, Br2, I2

42. Ponto de Ebulição e Tamanho da Cadeia • H3CCH2CH2CH2CH2CH2OH • H3CCH2CH2CH2CH2OH • H3CCH2CH2CH2OH • H3CCH2CH2OH • H3CH2OH • H3COH

43. Ponto de Ebulição • Numa cadeia de massa igual a menos ramificada é mais estável porque aumenta a extensão para a atuação das forças intermoleculares.

44. Bibliografia • Peruzzo, Francisco Miragaia. Química na abordagem do cotidiano: volume 2, ensino médio. São Paulo: Moderna, 2003. • Google. Disponível em <http://images.google.com.br/images> acesso em 27/06/2009. • Disponível em<http://educacao.uol.com.br/quimica/>acesso em 27/06/2009.