Professor: Rubens Barreto Disciplina: Química Professor: Rubens Barreto III Unidade Um dos aspectos mais intrigantes da química é o estudo das forças que agem entre os átomos

A teoria das ligações covalentes de Lewis não explica a disposição dos átomos na molécula. A Geometria Molecular

Orientações espaciais fundamentais para as fórmulas moleculares Número estérico = 2 Número estérico = 3 Número estérico = 4 Ex.: CH4 Ex.: BeH2 Ex.: BF3 Orientações espaciais fundamentais para as fórmulas moleculares

Orientações espaciais fundamentais para as fórmulas moleculares Número estérico = 5 Número estérico = 6 Ex.: PCl5 Ex.: SF6 Orientações espaciais fundamentais para as fórmulas moleculares

Repulsão dos pares eletrônicos Ronald Gillespie e Ronald Nyholm - 1950 O método utilizado para determinar a orientação mais estável dos pares eletrônicos ao redor de um átomo central numa molécula e, a partir disto, a geometria da molécula é denominado repulsão entre os pares eletrônicos da camada de valência Método VSEPR

Suposições da teoria 1. Os pares eletrônicos da camada de valência do átomo central numa molécula ou num íon poliatômico tendem a se orientar de forma que sua energia total seja mínima; 2. A magnitude na repulsão entre pares depende do fato dos pares eletrônicos estarem compartilhados ou não; 3. Forças repulsivas decrescem bruscamente como aumento do ângulo entre pares eletrônicos.

Forças relativas de repulsão entre pares com ângulos de 90° Forças relativas de repulsão entre pares com ângulos de 90°. (a) par compartilhado - par compartilhado. (b) Par solitário – par compartilhado.

Forças relativas de repulsão entre pares com ângulos de 90° Forças relativas de repulsão entre pares com ângulos de 90°. (c) par solitário – par solitário.

Como determinar a forma geométrica de uma molécula ou íon poliatômico? Passos: Escrever a estrutura de Lewis; Determinar o número estérico do átomo central (número total de pares eletrônicos ao redor do átomo)*; Ligação covalente, seja ela simples, dupla ou tripla Par de elétrons não usado na ligação 3. Identificar o número e a localização de qualquer par solitário e, a partir disto, a forma geométrica da molécula.

Geometrias moleculares segundo o método VSEPR

Geometrias moleculares segundo o método VSEPR

Geometrias moleculares segundo o método VSEPR

Exemplo: Utilizar a teoria VSEPR para prever a forma da molécula de AsCl3 A molécula de AsCl3: pirâmide trigonal.

Sua vez... Determine a geometria das moléculas das substâncias: HBr (g) PCl3 F2 (h) O3 CH4 (i) CH2Cl2 NH3 COCl2 CCl4

Polaridade das moléculas Molécula não-polar é aquela em que a posição média de todas as cargas positivas na molécula, chamado de centro de cargas positivas, coincide com a posição média de todas as cargas negativas, o centro das cargas negativas. Molécula polar nela os dois centros não coincide . Esse tipo de molécula apresenta dipolos.

A polaridade das moléculas com mais de dois átomos depende não somente da polaridade de suas ligações como também de sua forma. Molécula de H2O Molécula de CO2

Exemplos de moléculas apolares e moléculas polares Gás hidrogênio Gás fluorídrico Gás carbônico Gás cianidrico Água

Soluto polar – tende a se dissolver bem em solvente polar Polaridade e solubilidade Tendência geral: Soluto polar – tende a se dissolver bem em solvente polar Soluto apolar – tende a se dissolver em solvente apolar

Ligações intermoleculares

Ligações intermoleculares Interação dipolo permanente - dipolo permanente

Ligações intermoleculares Ligações de hidrogênio H2S x H2O

Ligações intermoleculares Interações dipolo instantâneo - dipolo induzido (forças de dispersão de London)

Aumenta a intensidade das forças intermoleculares Dipolo instantâneo – dipolo induzido Dipolo permanente – dipolo permanente Ligações de hidrogênio Aumenta a intensidade das forças intermoleculares

Tipo de força molecular existente na substância Forças intermoleculares e ponto de ebulição Por que as substâncias apresentam diferentes pontos de ebulição? Tamanho da molécula Tipo de força molecular existente na substância M M

Ao compararmos duas substâncias com o mesmo tipo de interação molecular, a que tiver maior tamanho possuirá maior ponto de ebulição. Ao compararmos duas substâncias com massas moleculares e tamanhos aproximadamente iguais, a que possuir forças intermoleculares mais intensas possuirá maior ponto de ebulição. 149

Em 1960, o alemão Uwe Hiller sugeriu que um tipo de força atrativa, entre as moléculas da parede e as moléculas da pata da lagartixa, fosse a responsável. Mais tarde... "Full, Adhesive force of a single gecko foot-hair" (Autumn, K. et al., Nature 405, 681-685 (2000)), Revista Nature São forças intermoleculares as responsáveis pela adesão da pata da lagartixa à parede. Mais precisamente entre a superfície e as moléculas dos "setae", pelos microscópicos que cobrem as patas das lagartixas.

Tensão superficial da água

Alotropia Alotropia é a propriedade que alguns elementos químicos têm de formar uma ou mais substâncias simples diferentes. Gás oxigênio e ozônio

Fósforo branco e fósforo vermelho

Outro alótropo do carbono – “fulereno” Grafite e Diamante Estrutura molecular do Grafite Diamante respectivamente Outro alótropo do carbono – “fulereno”

Enxofre rômbico e enxofre monoclínico Pólvora (enxofre rômbico, salitre - NaNO3 e carvão) Enxofre monoclínico utilizado como escabicida devido a ação desinfetante e anti-séptica.