INTERAÇÕES INTERMOLECULARES

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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 Momentos de dipolo de algumas moléculas simples
FÓRMULA  (D)  (C.m) H2 CH4 Cl2 CH3Cl 1,87 HF 1,91 CH2Cl2 1,55 HCl 1,08 CHCl3 1,02 HBr 0,80 CCl4 HI 0,42 NH3 1,47 BF3 NF3 0,24 CO2 H2O 1,85

7 Moléculas apolares com ligações polares
Os dipolos de ligação no CO2 cancelam-se porque o CO2 é linear. - + + - A ligação covalente C-O é polar, mas a molécula CO2 é apolar ( = 0)

8 A molécula H2O 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

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

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 H2O Íons solvatados:

15 Energia de hidratação (kJ/mol)
Íon Metálico Raio iônico (10-2 m) Energia de hidratação (kJ/mol) Li+ 59 515 Na+ 102 - 405 K+ 151 321 Rb+ 161 296 Cs+ 174 263 Mg2+ 72 - 1922 U  e1.2 d2

16 FORÇAS ÍON-DIPOLO INDUZIDO
São decorrentes da interação eletrostática entre íons e moléculas apolares ( = 0). Ex.: Dissolução do NaCl em Br2 - + - + + - - + - + - + - + + - U  e12.2 d4 O dipolo só existe na presença dos íons

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

18 Forças dipolo – dipolo (Debye):
Ocorre entre moléculas neutras que apresentam um momento de dipolo permanente. U  1.2 (estacionário) d3 U  1.2 (rotação) d6

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.: O2 dissolvido em água CO2 dissolvido em água U  12.2 d6

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 d6

22 Área: linear > esférico Forças de London: linear > esférico
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 dBH O H está mais próximo de A 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:).

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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
Celulose, DNA, ... proteína

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

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