Forças intermoleculares,
líquidos e sólidos
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Uma comparação entre
líquidos e sólidos
As propriedades físicas das substâncias entendidas em termos de
teoria cinética molecular :
– Os gases são altamente compressíveis, assumem a forma e o
volume do recipiente:
As moléculas de gás estão separadas e não interagem muito
entre si.
– Os líquidos são quase incompressíveis, assumem a forma, mas
não o volume do recipiente:
As moléculas de líquidos são mantidas mais próximas do
que as moléculas de gases, mas não de maneira tão rígida
de tal forma que as moléculas não possam deslizar umas
sobre as outras.
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Uma comparação entre
líquidos e sólidos
– Os sólidos são incompressíveis e têm forma e volume
definidos:
As moléculas de sólidos estão mais próximas. As moléculas
estão unidas de forma tão rígida que não conseguem
deslizar facilmente umas sobre as outras.
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Uma comparação entre
líquidos e sólidos
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Uma comparação entre
líquidos e sólidos
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Uma comparação entre
líquidos e sólidos
A conversão de um gás em um líquido ou sólido requer que as
moléculas se aproximem:
– resfriamento ou compressão.
A conversão de um sólido em um líquido ou gás requer que as
moléculas se distanciem:
– aquecimento ou redução da pressão.
As forças que mantêm os sólidos e líquidos unidos são denominadas
forças intermoleculares.
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Uma comparação entre
líquidos e sólidos
Ao aquecer uma substância iônica os íons vibram dentro do retículo
até que deslizem uns sobre os outros, mas sem se afastar
totalmente, caracterizando uma mudança de estado f ísico.
No caso dos metais, a vibração ocorre entre os cátions do retículo,
fazendo com que esta vibração vença a atração entre os cátions e os
elétrons que se deslocam no retículo, caracterizando a mudança de
estado físico.
Quando tentamos explicar a mudança de estado de uma substância
molecular, não conseguimos fazê-lo baseados apenas nas ligações
covalentes entre os átomos. Pois, embora todas as substâncias
moleculares liguem seus átomos uns aos outros por ligações
covalentes, existe diferença quanto as suas propriedades físicas.
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Forças intermoleculares
A ligação covalente que mantém uma molécula unida é uma força
intramolecular.
A atração entre moléculas é uma força intermolecular.
Forças intermoleculares são muito mais fracas do que as forças
intramoleculares (por exemplo, 16 kJ mol-1 versus 431 kJ mol-1
para o HCl).
Quando uma substância funde ou entra em ebulição, forças
intermoleculares são quebradas (não as ligações covalentes).
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Forças intermoleculares
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Força íon-dipolo
Força dipolo-dipolo
Forças de
van der Waals
Força dispersão de London
Ligações de hidrogênio
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Forças intermoleculares
Forças íon-dipolo
A interação entre um íon e um dipolo (por exemplo, água).
A mais forte de todas as forças intermoleculares.
Exemplo: NaCl em água
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Forças intermoleculares
Força íon-dipolo
Força dipolo-dipolo
Forças de
van der Waals
Força dispersão de London
Ligações de hidrogênio
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Forças intermoleculares
Forças dipolo-dipolo
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Forças intermoleculares
Forças dipolo-dipolo
As forças dipolo-dipolo existem entre moléculas polares neutras.
As moléculas polares necessitam ficar muito unidas.
Mais fracas do que as forças íon-dipolo.
Há uma mistura de forças dipolo-dipolo atrativas e repulsivas quando
as moléculas se viram.
Se duas moléculas têm aproximadamente a mesma massa e o
mesmo tamanho, as forças dipolo-dipolo aumentam com o
aumento da polaridade.
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Forças intermoleculares
Forças dipolo-dipolo
Considerando que os PF e PE de uma substância são as temperaturas
necessárias para que suas moléculas separem-se, caracterizando assim a
mudança de estado físico, podemos, então, fazer a aval iação da força de
atração entre as moléculas observando essas temperaturas. Maiores pontos de
fusão e ebulição corresponderão a moléculas mais difíceis de separar, devido a
maior força de atração intermolecular.
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Forças intermoleculares
Força íon-dipolo
Força dipolo-dipolo
Forças de
van der Waals
Força dispersão de London
Ligações de hidrogênio
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Forças intermoleculares
Forças de dispersão de London
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Forças intermoleculares
Forças de dispersão de London
A mais fraça de todas as forças intermoleculares.
É possível que duas moléculas adjacentes neutras se afetem.
O núcleo de uma molécula (ou átomo) atrai os elétrons da molécula
adjacente (ou átomo).
Por um instante, as nuvens eletrônicas ficam distorcidas.
Nesse instante, forma-se um dipolo (denominado dipolo
instantâneo).
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Forças intermoleculares
Forças de dispersão de London
Um dipolo instantâneo pode induzir outro dipolo instantâneo em
uma molécula (ou átomo) adjacente.
As forças entre dipolos instantâneos são chamadas forças de
dispersão de London.
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Forças intermoleculares
Forças de dispersão de London
Polarizabilidade é a facilidade com que a distribuição de cargas em
uma molécula pode ser distorcida por um campo elétrico externo.
Quanto maior é a molécula (quanto maior o número de elétrons)
mais polarizável ela é.
As forças de dispersão de London aumentam à medida que a massa
molecular aumenta.
Existem forças de dispersão de London entre todas as moléculas.
As forças de dispersão de London dependem da forma da molécula.
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Forças intermoleculares
Forças de dispersão de London
Quanto maior for a área de superfície disponível para contato,
maiores são as forças de dispersão.
As forças de dispersão de London entre moléculas esféricas são
menores do que entre as moléculas com formato de lingüiça.
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Forças intermoleculares
Forças de dispersão de London
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Forças intermoleculares
Força íon-dipolo
Força dipolo-dipolo
Forças de
van der Waals
Força dispersão de London
Ligações de hidrogênio
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Forças intermoleculares
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Forças intermoleculares
Ligação de hidrogênio
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Forças intermoleculares
Ligação de hidrogênio
Caso especial de forças dipolo-dipolo.
A partir de experimentos: os pontos de ebulição de compostos com
ligações H-F, H-O e H-N são anomalamente altos.
Forças intermoleculares são anomalamente fortes.
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Forças intermoleculares
Ligação de hidrogênio
A ligação de H necessita do H ligado a um elemento eletronegativo
(mais importante para compostos de F, O e N).
– Os elétrons na H-X (X = elemento eletronegativo) encontram-se
muito mais próximos do X do que do H.
– O H tem apenas um elétron, dessa forma, na ligação H-X, o H
δ+ apresenta um próton quase descoberto.
– Conseqüentemente, as ligações de H são fortes.
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Forças intermoleculares
Ligação de hidrogênio
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Forças intermoleculares
Nos sólidos as moléculas estão mais próximas quando
comparado aos líquidos!
Mas, então por que o gelo bóia sobre a água líquida?
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Forças intermoleculares
Ligação de hidrogênio
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Forças intermoleculares
Ligação de hidrogênio
As ligações de hidrogênio são responsáveis pela:
– Flutuação do gelo
As moléculas nos sólidos são normalmente mais unidas do
que nos líquidos;
Portanto, os sólidos são mais densos do que os líquidos.
O gelo é ordenado com uma estrutura aberta para otimizar a
ligação H.
Conseqüentemente, o gelo é menos denso do que a água.
Na água, o comprimento da ligaçao H-O é 1,0 Å.
O comprimento da ligação de hidrogênio O…H é 1,8 Å.
O gelo tem águas ordenadas em um hexágono regular aberto.
Cada δ+ H aponta no sentido de um par solitário no O.
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Forças intermoleculares
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Ligações nos sólidos
Existem quatro tipos de sólidos:
– Moleculares (formados a partir de moléculas) – normalmente
macios, com pontos de ebulição baixos e condutividade ruim.
– Rede covalente (formada de átomos) – muito duros, com
pontos de fusão muito altos e condutividade ruim.
– Iônicos (formados de íons) – duros, quebradiços, com pontos
de ebulição altos e condutividade ruim.
– Metálicos (formados a partir de átomos de metais) – macios ou
duros, pontos de ebulição altos, boa condutividade, maleáveis
e dúcteis.
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Ligações nos sólidos
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Ligações nos sólidos
Sólidos moleculares
Forças intermoleculares: dipolo-dipolo, dispersão de London e
ligações de H.
Forças intermoleculares fracas dão origem a baixos pontos de fusão.
Gases e líquidos à temperatura ambiente normalmente formam
sólidos moleculares em baixa temperatura.
O empacotamento denso de moléculas é importante (já que elas não
são esferas regulares).
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Ligações nos sólidos
Sólidos covalentes
Forças intermoleculares: dipolo-dipolo, dispersão de London e
ligações de H.
Átomos mantidos unidos em redes grandes.
Exemplos: diamante, grafite, quartzo (SiO2), silicone carbide (SiC) e
nitrito de boro (BN).
No diamante:
– Cada átomo de C tem um número de coordenação igual a 4;
cada átomo de C é tetraédrico, há um arranjo tridimensional
de átomos.
– O diamante é duro e tem um alto ponto de fusão (3550 °C).
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Ligações nos sólidos
Sólidos covalentes
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Ligações nos sólidos
Sólidos covalentes
No grafite
– cada átomo de C é ordenado em um anel hexagonal plano;
– camadas de anéis interconectados são sobrepostas;
– a distância entre os átomos de C é próxima à do benzeno (1,42
Å versus 1,395 Å no benzeno);
– a distância entre as camadas é grande (3,41 Å);
– Os elétrons movimentam-se em orbitais deslocalizados (bom
condutor).
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Ligações nos sólidos
Sólidos iônicos
Íons (esféricos) mantidos unidos por forças eletrostáticas de atração.
Há algumas classificações simples para tipos de rede iônica.
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Ligações nos sólidos
Sólidos iônicos
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Ligações nos sólidos
Sólidos metálicos
Os sólidos metálicos têm átomos metálicos com arranjos em
edh(denso hexagonal), cfc (cúbico de face centrada) ou ccc (cúbico
de corpo centrado).
O número de coordenação para cada átomo é 8 ou 12.
Problema: a ligação é forte demais para a dispersão de London e não
há elétrons suficientes para ligações covalentes.
Solução: os núcleos de metal flutuam em um mar de elétrons.
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Ligações nos sólidos
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