INTERATÔMICAS INTERMOLECULARES

Apresentação em tema: "INTERATÔMICAS INTERMOLECULARES"— Transcrição da apresentação:

1 INTERATÔMICAS INTERMOLECULARES
LIGAÇÕES QUÍMICAS INTERATÔMICAS INTERMOLECULARES

2 LIGAÇÕES INTERATÔMICAS
LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE LIGAÇÃO COVALENTE LIGAÇÃO METÁLICA

3 LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE
TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS METAIS DOAM ELÉTRONS, FORMANDO CÁTIONS AMETAIS (OU HIDROGÊNIO) RECEBEM ELÉTRONS, FORMANDO ÂNIONS COMPOSTOS UNEM-SE POR FORÇA ELETROSTÁTICA ALTOS PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO SÓLIDOS (CATP) RETÍCULOS CRISTALINOS IÔNICOS ALTA POLARIDADE ALTA SOLUBILIDADE EM H2O

4 LIGAÇÃO IÔNICA

5 LIGAÇÃO COVALENTE COMPARTILHAMENTO DE ELÉTRONS ENTRE AMETAIS E/OU HIDROGÊNIO BAIXOS PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO SÓLIDOS, LÍQUIDOS OU GASES (CATP) COVALENTE NORMAL – UM ELÉTRON DE CADA ÁTOMO É UTILIZADO NO COMPARTILHAMENTO COVALENTE COORDENADA (DATIVA) – UM PAR DE ELÉTRON DO ÁTOMO ESTÁVEL É UTILIZADO NO COMPARTILHAMENTO

6 LIGAÇÃO COVALENTE

7 POSSIBILIDADES DE LIGAÇÃO COORDENADA (DATIVA)
5A – 3 LIGAÇÕES NORMAIS E 1 DATIVA 6A – 2 LIGAÇÕES NORMAIS E 2 DATIVAS 7A – 1 LIGAÇÃO NORMAL E 3 DATIVAS

8 LIGAÇÃO METÁLICA OCORRE ENTRE METAIS
NUVEM DE ELÉTRONS DESLOCALIZADOS EM TORNO DOS CÁTIONS ALTA CONDUTIBILIDADE TÉRMICA ALTA CONDUTIVIDADE ELÉTRICA (SÓLIDO OU LÍQUIDO) ALTOS PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO SÓLIDOS (CATP), EXCETO O Hg FORMAM AS LIGAS METÁLICAS (BRONZE, OURO 18k, AMÁLGAMA, ETC.) INSOLÚVEIS EM H2O

9 POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
ÁTOMOS IGUAIS: APOLAR ÁTOMOS DIFERENTES: POLAR EXEMPLOS: N2, O2, H2 – LIGAÇÕES APOLARES HCl, CCl4, CO – LIGAÇÕES POLARES IMPORTANTE - TODO COMPOSTO IÔNICO APRESENTA LIGAÇÃO POLAR.

10 GEOMETRIA MOLECULAR TEORIA DOS PARES NÃO LIGANTES: APRESENTAM ALTA REPULSÃO, EMPURRANDO AS LIGAÇÕES PARA O MAIS LONGE POSSÍVEL GRUPO 4A (14) – 4 LIGAÇÕES E NENHUM PAR DE ELÉTRONS NÃO LIGANTES GRUPO 5A (15) – 3 LIGAÇÕES E UM PAR DE ELÉTRONS NÃO LIGANTE GRUPO 6A (16) – 2 LIGAÇÕES E UM 2 PARES DE ELÉTRONS NÃO LIGANTES GRUPO 7A (17) – 1 LIGAÇÃO E 3 PARES DE ELÉTRONS NÃO LIGANTES

11 GEOMETRIA MOLECULAR (DISPOSIÇÃO ESPACIAL)
2 ÁTOMOS: LINEAR (H2) 3 ÁTOMOS: LINEAR, CASO O ÁTOMO CENTRAL NÃO POSSUA ELÉTRONS NÃO LIGANTES (CO2) ANGULAR, CASO O ÁTOMO CENTRAL POSSUA ELÉTRONS NÃO LIGANTES (H2O) 4 ÁTOMOS:TRIGONAL PLANA, CASO O ÁTOMO CENTRAL NÃO POSSUA ELÉTRONS NÃO LIGANTES (BF3) PIRAMIDAL, CASO O ÁTOMO CENTRAL POSSUA ELÉTRONS NÃO LIGANTES (NH3) 5 ÁTOMOS:TETRAÉDRICA (CH4) 6 ÁTOMOS:BIPIRÂMIDE TRIGONAL (PCl5) 7 ÁTOMOS:OCTAÉDRICA (SF6)

12 GEOMETRIA MOLECULAR

13 POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
DEPENDE DA ELETRONEGATIVIDADE DOS ÁTOMOS ENVOLVIDOS DEPENDE DA GEOMETRIA MOLECULAR MOMENTO DIPOLAR (VETORIAL) IGUAL A ZERO – MOLÉCULA APOLAR E INSOLÚVEL EM H2O. MOMENTO DIPOLAR (VETORIAL) DIFERENTE DE ZERO – MOLÉCULA POLAR E SOLÚVEL EM H2O.

14 LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
COMPOSTOS IÔNICOS: FORÇA ELETROSTÁTICA MOLÉCULAS APOLARES: DIPOLO INDUZIDO (INSTANTÂNEO) OU FORÇA DE LONDON OU LIGAÇÃO DE VAN DER WAALS MOLÉCULAS POLARES: DIPOLO PERMANENTE MOLÉCULAS POLARES: LIGAÇÃO (PONTE) DE HIDROGÊNIO – APRESENTA H LIGADO DIRETAMENTE A FON (FLÚOR, OXIGÊNIO OU NITROGÊNIO)

15 PONTO DE FUSÃO E PONTO DE EBULIÇÃO
DEPENDEM BASICAMENTE DE DOIS FATORES: MASSA MOLAR E LIGAÇÃO INTERMOLECULAR QUANTO MAIOR A MASSA MOLAR, MAIORES OS PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO PONTE DE HIDROGÊNIO > DIPOLO PERMANENTE > DIPOLO INDUZIDO

16 CURIOSIDADE MACROMOLÉCULAS: DIAMANTE (TETRAÉDRICO)
GRAFITE OU GRAFITA (HEXAGONAL) QUARTZO (TRIGONAL) RUBI SÍLICA

17 UEFS – 2005 QUESTÃO 23 Fórmula molecular D H2O BF3 CO2 NO2 O3 1,86
O valor do momento dipolar de uma molécula fornece informações sobre a polaridade, a forma geométrica e a disposição dos átomos nessa molécula. A partir da análise da tabela que apresenta os valores do momento dipolar de algumas moléculas no estado gasoso, pode-se concluir: A molécula de água e de dióxido de nitrogênio são angulares. A molécula de dióxido de carbono e a de fluoreto de boro possuem formas geométricas semelhantes. Os átomos de oxigênio, na molécula de ozônio, estão dispostos, formando um triângulo eqüilátero. As ligações entre boro e flúor e entre carbono e oxigênio possuem momento dipolar iguais a zero. As ligações polares apresentam sempre posições eqüidistantes do par eletrônico entre átomos. Fórmula molecular D H2O BF3 CO2 NO2 O3 1,86 0,33 0,52

18 UESB – 2005 QUESTÃO 32 Os principais hidretos dos elementos químicos do grupo 16, H2O, H2S, H2Se e H2Te, apresentam propriedades químicas e físicas decorrentes da natureza das interações intermoleculares e do tamanho da molécula. Com base nessa informação, pode-se concluir que: 01) As interações intermoleculares nos hidretos H2S, H2Se e H2Te são de natureza ligação de hidrogênio. 02) A energia absorvida na evaporação de 1,0 mol de H2O é menor do que a necessária para a evaporação de 1,0 mol de H2S. 03) O ponto de ebulição diminui a partir do H2O para o H2S e, em seguida, aumenta desse composto até o H2Te. 04) O H2S é um ácido mais fraco que a água. 05) As interações intermoleculares na água são menos intensas que nos demais hidretos

19 UFBA Q24 (16) Os íons NO2- e NO3- presentes em diversos fertilizantes, possuem ligações covalentes.

20 UFBA Q29 (04) O dióxido de titânio, TiO2, o pigmento branco, atualmente utilizado na fabricação de tintas, é um composto que, dissolvido em água, impede a passagem da corrente elétrica na solução.

21 UFBA – 2005 Q11 (02) O quartzo é um cristal covalente que apresenta estrutura molecular tetraédrica. Q25 (08)A natureza das interações intermoleculares no metano no líquido dá suporte à previsão de cientistas sobre a chuva de hidrocarbonetos nessa lua de Saturno.

22 UFBA Q12 (08) O íon cianeto apresenta uma ligação iônica e inclui apenas nove elétrons. Q12 (16) O composto HC2Cl3 possui ângulo de ligação entre o cloro e átomos de carbono superior a 109º28’. Q22 (64) As interações das moléculas representadas pela fórmula RCH(NH2)COOH são de natureza dipolo induzido.