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INTERAÇÕES INTERMOLECULARES. ELETRONEGATIVIDADE: é a habilidade de um átomo em atrair os elétrons de uma ligação química para si. A eletronegatividade.

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1 INTERAÇÕES INTERMOLECULARES

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3 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.

4 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 + -

5 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 C.m

6 FÓRMULA (D) (C.m) FÓRMULA (D) (C.m) H2H2 0CH 4 0 Cl 2 0CH 3 Cl1,87 HF1,91CH 2 Cl 2 1,55 HCl1,08CHCl 3 1,02 HBr0,80CCl 4 0 HI0,42NH 3 1,47 BF 3 0NF 3 0,24 CO 2 0H2OH2O1,85 Momentos de dipolo de algumas moléculas simples

7 Os dipolos de ligação no CO 2 cancelam-se porque o CO 2 é linear Moléculas apolares com ligações polares A ligação covalente C-O é polar, mas a molécula CO 2 é apolar ( = 0)

8 A molécula H 2 O não é linear e os dipolos não se cancelam. A molécula da água é polar ( 0), ou seja, apresenta um momento de dipolo permanente.

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

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

12 FORÇAS INTERMOLECULARES E PROPRIEDADES FÍSICAS

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

14 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 H 2 O Íons solvatados:

15 Íon MetálicoRaio iônico (10 -2 m) Energia de hidratação (kJ/mol) Li Na K+K Rb Cs Mg U e 1. 2 d 2

16 FORÇAS ÍON-DIPOLO INDUZIDO São decorrentes da interação eletrostática entre íons e moléculas apolares ( = 0). Ex.: Dissolução do NaCl em Br O dipolo só existe na presença dos íons U e d 4

17 FORÇAS DE VAN DER WAALS São as forças intermoleculares mais fracas. A)Dipolo - dipolo B)Dipolo - dipolo induzido C) Dipolo instantâneo - dipolo induzido

18 A)Forças dipolo – dipolo (Debye): Ocorre entre moléculas neutras que apresentam um momento de dipolo permanente. U 1. 2 (estacionário) d 3 U 1. 2 (rotação) d 6

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

20 B) Forças dipolo – dipolo induzido: Ocorre quando substâncias polares e apolares neutras são misturadas. Ex.: O 2 dissolvido em água CO 2 dissolvido em água U d 6

21 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 d 6

22 As forças de dispersão de London aumentam à medida que a massa molecular aumenta. 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

23 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 +... d BH 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:). O H está mais próximo de A

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25 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.

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

27 As ligações de hidrogênio são responsáveis pela: Flutuação do gelo

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