O documento discute as interações intermoleculares, incluindo forças de Van der Waals entre moléculas polares e apolares. Também aborda a dissociação e ionização de sais, bases e ácidos quando em solução aquosa.

1. Profº Márcio Bandeira Interações Intermoleculares

2. A polaridade da moléculas; Moléculas polares. Moléculas apolares.

3. Força intermolecular (Forças de Van der Waals) Quando duas moléculas se aproximam há uma interação de seus campos magnéticos o que faz surgir uma força entre elas. É o que chamamos de força intermolecular. Essas forças variam de intensidade, dependendo do tipo da molécula (polar ou apolar) e, no caso das polares, de quão polares elas são.

4. EXEMPLOS Cl S O2 H H2 S H H2 S Cl S O2

5. Vamos ver então como são as forças quando aproximamos: Íon x molécula polar: É a força mais forte e sua magnitude pode ser compatível a de uma ligação covalente.

6. Molécula polar x molécula polar: Ocorre entre moléculas polares da mesma substância ou de substâncias diferentes, ambas polares. Esta força é muito conhecida como dipolo x dipolo ou dipolo-permanente.

7. Ligações de hidrogênio: Quando ligado a um átomo pequeno e de forte eletronegatividade (F, O ou N), o hidrogênio forma ligações polares muito fortes. Seus pólos interagirão fortemente com outras moléculas polares, formando uma forte rede de ligações intermoleculares.

8. Molécula polar x molécula apolar: Conhecida como interação dipolo x dipolo induzido, ocorrem porque moléculas polares (dipolos permanentes) conseguem distorcer a distribuição de carga em outras moléculas vizinhas, através de polarização induzida. Uma interação desse tipo é uma interação fraca.

9. Propriedades das Substâncias em Solução Aquosa Diferentes substâncias apresentam diferentes comportamentos quando colocadas na presença de um solvente. Algumas se dissolvem, outras não. Dentre aquelas que dissolvem, dois processos são bastante importantes: dissociação e ionização A dissociação e ionização resultam em soluções que possuem uma característica comum: liberam íons na água, mas a origem desses íons é que diferencia um processo do outro.

10. Dissociação iônica Nesse caso, em que já existiam íons e apenas os separamos, chamamos o processo de dissociação iônica, pois tudo o que fizemos, repito, foi separar íons pré-existentes. É o que acontece com os sais e as bases. NaCl = Na+ + Cl-CaCO3 = Ca2+ + CO32-NaHCO3 = Na+ + HCO3-LiOH = Li+ + OH-Al(OH)3 = Al3+ + 3OH- Importante: Compostos iônicos sofrem dissociação quando em solução e quando fundidos.

11. Ionização Alguns compostos moleculares, como os ácidos, quando colocados em um solvente são "atacados" por esse solvente e acabam formando íons. Perceba claramente que não existiam íons na molécula original. Quando ela foi colocada na presença do solvente, este conseguiu, por força magnética, "arrancar" um ou mais de seus átomos mas, nesse processo, o átomo arrancado acaba tendo que deixar um elétron para trás, tornando-se um íon. Nesses casos, dizemos que houve uma ionização, pois uma molécula que não possuía originalmente íons passa a tê-los (livres no solvente). É o que acontece com os ácidos. Importante: Substâncias moleculares que sofrem ionização só o fazem quando em solução. O processo não ocorre quando essas substâncias estão fundidas. HCl = H+ + Cl-H2SO4 = 2H+ + SO42-H3CCOOH = H+ + H3>CCOO-

12. O que você deve lembrar Ácidos: por serem compostos moleculares, sofrem ionização quando em solução. Sais e bases: por serem compostos iônicos, sofrem dissociação quando em solução ou fundidos. Segundo Arrhenius (1887), os ácidos são substâncias que ionizam fornecendo íons H+, e bases são substâncias que dissociam em íons OH-, ambos na presença de água. Sal de Arrhenius - Composto resultante da neutralização de um ácido por uma base, com eliminação de água. É formado por um cátion proveniente de uma base e um ânion proveniente de um ácido. Óxido - Composto binário de oxigênio com outro elemento menos eletronegativo.

13. ÁCIDOS Exemplo: HCl - ácidoclorídrico HCl(g) + H2O H+(aq) + Cl-(aq) HCl(g) + H2O H3O+(aq) + Cl-(aq) Força dos Ácidos (segundo Arrhenius) Um ácido forte é aquele que se ioniza completamente na água, isto é, libera íons H+, porém não os recebe. O exemplo anterior (ácido clorídrico) é um ácido forte. Outro é o ácido nítrico. Um ácido fraco também libera íons H+, porém parcialmente, estabelecendo um equilíbrio químico. A maioria dos ácidos orgânicos são deste tipo, e também alguns sais como o cloreto de alumínio.

14. Ao tratar de hidrácidos: São fortes os ácidos HCl, HBr e HI. HF é o único moderado e os demais são ácidos fracos. Ao tratar de Oxiácidos: Considere a notação geral: Hx(Elemento)Oy. Teremos um ácido forte se: y - x >= 2 (y - x > 1). Um ácido moderado se: y - x = 1 . Um ácido fraco se: y - x = 0 (y = x)

15. Classificação dos ácidos Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis Monácidos - liberam um íon H+ por molécula: HCl, HNO3, HClO4, etc. Diácidos - liberam dois íons H+ por molécula: H2S, H2CO3, H2SO4, etc. Triácidos - liberam três íons H+ por molécula: H3BO3, H3PO4, H3SO4, etc. Tetrácidos - liberam quatro íons H+ por molécula: H4P2O7, H4SiO4, etc. Quanto a presença de oxigênio Hidrácidos: sem oxigênio (fórmula geral: HnA) Oxiácidos: com oxigênio (formula geral: HnA0)

16. Classificação dos ácidos Quanto a volatilidade Fixos: H2SO4, H3PO4, H3BO3, H3PO3 Voláteis : HCl, HBr, HI, H2S, HCN, HNO3, entre outros. Quanto a força N é o número de moléculas que foram ionizadas pelo número total de moléculas. Força: Forte: Grau de ionização acima de 50% Semi-forte: Grau de ionização entre 30% a 50% Fraco: Grau de ionização de 10% a 30% Semi-fraco: Grau de ionização de 4% a 10% Superfraco: Grau de ionização de 1% a 4% Insignificante: Grau de ionização até 1%

17. Classificação dos ácidos Quanto ao número de grupos funcionais (H+) Monopróticos: H3PO2 Dipróticos: H2S, H2Cr2O7, H2MnO4, H3PO3, etc. Quanto ao grau de hidratação Orto: Ácido hidratado: H3PO4 (Fosfórico) Meta: Ácido menos uma molécula de água: H3PO4 - H2O = HPO3 (Metafosfórico) Piro: 2 ácidos menos uma molécula de água: 2 H3PO4 - H2O = H4P2O7 (Pirofosfórico)

18. NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS Hidrácidos: Nos ácidos sem oxigênio a nomenclatura é bem simples, é só seguir a regra abaixo: Ácido .................. ídrico nome do elemento Os nomes dos hidrácidos são formados acrescentando-se a terminação ídrico às primeiras letras do nome do elemento químico. Exemplos: HCl– ácido clorídrico HBr– ácido bromídrico HI – ácido iodídrico

19. Oxiácidos: Os nomes dos ácidos com oxigênio são dados a partir das reações de ionização dos mesmos: Demonstração: faça a reação de ionização do ácido H2CO3. H2CO3 -> 2 H+ + CO3-2 O ânion CO3-2 é denominado de carbonato, a partir desse nome estabeleça uma comparação seguindo o quadro abaixo: Tabela de sufixos para Oxiácidos Como a terminação de carbonato é ATO, a nomenclatura para o ácido da qual deriva este ânion será Ácido carbônico (sufixo – ico): H2CO3-> 2 H+ + CO3-2 Ácido carbônico Carbonato