As forças Intermoleculares

Apresentação em tema: "As forças Intermoleculares"— Transcrição da apresentação:

1 As forças Intermoleculares
H O H O H H

2 As forças Intermoleculares
Johannes Diederik Van der Waals ( ), físico holandês, recebeu o Prémio Nobel da Física em 1910 pelas suas pesquisas sobre os estados gasoso e líquido.

3 As forças Intermoleculares
Forças de Van der Waals Forças intermoleculares Existem entre Exemplos Dipolo-dipolo (Forças de Keesom) Moléculas polares HCl ; CH3CH2OH Dipolo permanente-dipolo induzido (Forças de Debye) Moléculas polares com moléculas apolares HCl + N2 Forças de dispersão de London Todos os tipos de moléculas

4 Momento do dipolo - r Clica Enter - Q + Q - + d  = Q.d

5  = Q.d Momento do dipolo - r - Momento do dipolo Q – Carga
+ d - Momento do dipolo Q – Carga d – Distância entre os centros das cargas

6  = Q.d R = 0 (Espécie apolar) R  0 (Espécie polar)
Momento do dipolo - R   = Q.d - + + Q - Q d R = 0 (Espécie apolar) R  0 (Espécie polar)

7 O=C=O R = 1 - 2 R = 0 (Espécie apolar) Momento do dipolo - r 2
Clica Enter 2 1 O=C=O R = 1 - 2 R = 0 (Espécie apolar)

8 Momento do dipolo - r Clica Enter O O 2- C 1 2 3 O

9 Momento do dipolo - r 3 1 2 R = 0 (Espécie apolar) R 1 e 2
Clica Enter 3 R = 0 (Espécie apolar) 1 2 R 1 e 2

10 As forças Intermoleculares
Aumento da intensidade das forças intermoleculares A coesão da matéria nos estados físicos, sólido, líquido e gasoso é consequência da atracção entre moléculas através das ligações intermoleculares (ligação entre moléculas).

11 As forças Intermoleculares
Clica Enter H H O O H H O H H As ligações intermoleculares são mais fracas do que as ligações intramoleculares (ligações entre átomos que constituem as moléculas).

12 As forças Intermoleculares
Clica Enter O H H O H H Forças intermoleculares mais fortes Maior ponto de fusão

13 As forças Intermoleculares
H H O H H Quanto mais fortes as ligações intermoleculares, maior será a energia posta em jogo para romper as ligações entre moléculas, de forma que a que se dê a passagem do estado sólido a líquido.

14 As forças Intermoleculares
De acordo com a natureza, das ligações intermoleculares, os sólidos classificam-se em: - sólidos iónicos; - sólidos moleculares; - sólidos covalentes; - sólidos metálicos.

15 Sólidos Iónicos As unidades constituintes da estrutura são iões positivos e negativos. As ligações químicas que se estabelecem entre as unidades constituintes da estrutura são iónicas.

16 Sólidos Iónicos Os pontos de fusão e ebulição são elevados.
Não conduzem a corrente eléctrica no estado sólido. Conduzem a corrente eléctrica em solução aquosa ou fundidos.

17 Sólidos Iónicos São duros e quebradiços.
Deslizes na rede cristalina originam debilidades na resistência, devido às repulsões interiónicas.

18 Sólidos Moleculares As unidades constituintes da estrutura são moléculas. As moléculas podem ser polares ou apolares. As ligações químicas que se estabelecem entre as unidades constituintes da estrutura são ligações dipolo-dipolo e ligações de London.

19 Ligações dipolo-dipolo
Clica Enter + + H H + O + O H H + + - - O H H - As ligações dipolo-dipolo estabelecem-se entre moléculas polares ( R  0 ).

20 Ligações dipolo-dipolo
Clica Enter H H O S H H H O H Ligação por ponte de H Ligação dipolo-dipolo

21 Ligações dipolo-dipolo
Clica Enter H H O S H H H O H A ligação de H ( Hidrogénio ) é um caso particular da ligação diplo-dipolo.

22 Ligações de Hidrogénio
Clica Enter + + H H + O + O H H + + - - O H H - As ligações de H estabelecem-se entre átomos pequenos e electronegativos (N , O e F) e o átomo de H.

23 Ligações de Hidrogénio
Clica Enter + + H H + O + O H H + + - - O H H - As ligações de H são das ligações intermoleculares mais fortes.

24 Ligações dipolo-dipolo
H S H O H H Gás ( 25º C ) Liquido ( 25º C ) O que condiciona a diferença no estado físico destas substâncias são as ligações de H que se estabelecem entre as moléculas de água. Entre moléculas de H2S não se estabelecem ligações de H.

25 Ligações dipolo-dipolo
Clica Enter H S S H H H Entre moléculas de H2S estabelecem-se ligações dipolo-dipolo.

26 Ligações de Hidrogénio
Clica Enter + + H H + O + O H H + + - - O H H - É necessário fornecer mais energia à água para romper essas ligações ( Hidrogénio ), daí , o seu ponto de ebulição ser maior.

27 Ligações de Debye + + O H Cl Cl H
Clica Enter + H + Cl Cl O H O pólo positivo do dipolo permanente (molécula polar) vai atrair a nuvem electrónica da molécula apolar, deformando-a. Esta deformação corresponde ao aparecimento de um dipolo induzido.

28 Ligações de Debye Clica Enter + - + - + - Molécula apolar Dipolo 1 Dipolo induzido Dipolo 1 As “moléculas” ficam ligadas por forças dipolo permanente -dipolo induzido.

29 Ligações de London A + - Dipolo instantâneo Molécula apolar Em média , a nuvem electrónica distribui-se de uma forma esférica à volta do núcleo. O movimento do electrão, provoca num determinado instante um dipolo instantâneo.

30 Ligações de London Clica Enter A A B B + + - - - - Molécula apolar Dipolo induzido Dipolo instantâneo Esta polarização é induzida a moléculas vizinhas, resultando daí forças de atracção entre moléculas.

31 Ligações de London A ligação de London depende :
Clica Enter A A B B + + - - - - Molécula apolar Dipolo induzido Dipolo instantâneo A ligação de London depende : - do número de electrões; - do tamanho da molécula; - da forma da molécula.

32 Ligações de London 9 F ; 17 Cl ; 35 Br ; 53 I
À medida que o raio atómico aumenta (aumento do nº de electrões) as forças de dispersão de London são mais fortes, daí que, à temperatura ambiente o flúor e o cloro são gases, o bromo é líquido e o iodo é sólido.

33 Sólidos Covalentes As unidades constituintes da estrutura são átomos.
As ligações químicas que se estabelecem entre as unidades constituintes da estrutura são covalentes.

34 Sólidos Covalentes Não conduzem a corrente eléctrica , com excepção da grafite. Pontos de fusão e ebulição elevados. Duros e quebradiços.

35 Sólidos Metálicos As unidades constituintes da estrutura são iões positivos e electrões livres. As ligações químicas que se estabelecem entre as unidades constituintes da estrutura são metálicas.

36 Sólidos Metálicos As unidades que ocupam os pontos reticulares são os iões positivos. Cada ião perde um mais electrões formando a nuvem electrónica que se espalha por todo o retículo. Este(s) electrão(ões) não estão ligados a qualquer átomo, mas estão deslocalizados sobre o cristal.

37 Electrões deslocalizados
Sólidos Metálicos Iões positivos Electrões deslocalizados

38 As forças Intermoleculares
Forças de van der Waals Forças intermoleculares Existem entre Exemplos Dipolo-dipolo (Forças de Keesom) Moléculas polares HCl ; CH3CH2OH Dipolo permanente-dipolo induzido Moléculas polares com moléculas apolares HCl + N2 Forças de dispersão de London Todos os tipos de moléculas

39 As forças Intermoleculares
Ião-ião Ião-dipolo Energia de ligação Dipolo-dipolo Dipolo permanente –dipolo induzido-dipolo Dipolo instantâneo-dipolo induzido

40 Fim!