Aula sobre interações intermoleculares, com as principais interações e quadros comparativos.

1. QUÍMICA PRODUÇÕES
APRESENTA:
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2. INTERAÇÕES
INTERMOLECULARES
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A FORÇA ESTÁ
COM VOCÊ!!!

3. INTERAÇÕES
INTERMOLECULARES
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•A matéria apresenta três estados físicos fundamentais. Os
estados gasoso, líquido e sólido.
•Os dois últimos são considerados fases condensadas da matéria
e suas propriedades estão relacionadas com as forças de atração
entre as moléculas.
• Essas forças que definem estes estados são chamadas de forças
ou ligações ou interações intermoleculares.
INTRODUÇÂO

4. INTERAÇÕES
INTERMOLECULARES
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TIPOS DE INTERAÇÔES INTERMOLECULARES
Interações
intermole
culares
Ìon-dipolo
dipolo-
dipolo
Ligações
de
hidrogênio
Dipolo
instantâ
neo –
dipolo
induzido

5. INTERAÇÕES ÍON-DIPOLO
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• A Ligação de moléculas de água a
partículas solúveis, especialmente
íons, é chamada de hidratação.
• A hidratação é devida ao caráter
polar da molécula de água.
• Como a hidratação é o resultado
da interação entre o íon e as
cargas parciais da molécula polar
de água, este é um exemplo de
uma interação íon-dipolo.

6. INTERAÇÕES ÍON-DIPOLO
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•A carga parcial negativa do átomo
O é atraída pelo cátion e as cargas
parciais positivas dos átomos H
são repelidas.
• Já a carga parcial positiva do
átomo de H é atraída pelo ânion e
as cargas parciais negativas dos
átomos de O são repelidas.

7. INTERAÇÕES DIPOLO-
DIPOLO
• As moléculas polares atraem
umas às outras por interação
entre as cargas parciais de
seus dipolos elétricos. Esse
tipo de interação é
denominada dipolo-dipolo.
• As interações do tipo dipolo-
dipolo são mais fracas que as
interações íon-dipolo.
• Uma razão para a fraqueza
dessas interações é que as
cargas dos dipolos são
parciais e não completas.
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8. LIGAÇÕES DE
HIDROGÊNIO
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Um tipo especial de interação dipolo-dipolo
H FON

9. LIGAÇÕES DE
HIDROGÊNIO
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•Quando, em uma molécula, tivermos o
hidrogênio ligado a um átomo pequeno e
muito eletronegativo (F,O,N), haverá uma
grande polarização dessa ligação o que
produzirá no hidrogênio um intenso pólo
positivo.
•Essa polarização leva o hidrogênio a interagir
com o par de elétrons de outra molécula
vizinha, resultando numa interação
extraordinariamente forte entre as moléculas,
chamada ligação de hidrogênio.

10. LIGAÇÕES DE
HIDROGÊNIO
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A temperatura de ebulição do
hidreto de oxigênio é muito
diferente de todos os outros
hidretos dos elementos da família
do oxigênio. Exceto a água, todos
parecem seguir uma regra de que
quanto menor a massa molecular,
menor é a temperatura de ebulição.
Por esta regra (que parece ser
obedecida na família do carbono), a
água deveria ser, à temperatura
ambiente, um gás, com uma
temperatura de ebulição bem
abaixo de 0 oC. Todos sabemos que,
na verdade, a água é um líquido
com ponto de ebulição de +100 oC!

11. LIGAÇÕES DE
HIDROGÊNIO
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A água apresenta tensão superficial: um propriedade que
faz com que o líquido se comporte como se tivesse uma
membrana elástica na sua superfície. Este fenômeno
pode ser observado em quase todos os líquidos, e é o
responsável pela forma esférica de gotas ou bolhas do
líquido. A razão é que as moléculas de água interagem
muito mais fortemente com suas vizinhas do que com as
moléculas do ar, na interface. As moléculas que estão no
interior da gota, por exemplo, interagem com outras
moléculas em todas as direções; as moléculas da
superfície, por outro lado, interagem somente com
moléculas que estão nas suas laterais ou logo abaixo. Este
desbalanço de forças intermoleculares faz com que estas
moléculas, da superfície, sejam atraídas para o interior do
líquido.

12. FORÇAS DE VAN DER
WAALS
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Ou forças de London ou Força de dispersão
•Uma explicação mais precisa da natureza das forças de
Van Der Waals requer o uso da mecânica quântica.
Entretanto, podemos visualizar a origem dessas forças
da seguinte maneira.
•A distribuição média de carga em uma molécula apolar
( como o metano) em um determinado espaço de
tempo é uniforme.
•Entretanto, a qualquer dado instante, uma vez que os
elétrons se movem, os elétrons e conseqüentemente
podem não estar uniformemente distribuídos.
•Os elétrons podem, em um instante, estar ligeiramente
acumulados em uma parte da molécula, e como
conseqüência, o correrá um pequeno dipolo
temporário.

13. FORÇAS DE VAN DER
WAALS
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Uma dúvida cruel tem atormentado muitos cientistas:
como, de fato, a lagartixa consegue caminhar pelas
paredes, mesmo no teto?
Alguns sugeriram que suas patas possuissem
microventosas. Entretanto, todas as tentativas de se
provar a existência de tais ventosas falharam: as
lagartixas possuem tal comportamento mesmo sob
vácuo ou sobre uma superfície muito lisa e molhada.
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.
Hiller sugeriu que estas forças fossem as forças
intermoleculares de van der Waals. Tudo bem que
elas mantenham moléculas unidas, mas... uma
lagartixa? Poucos deram crédito à sugestão de Hiller.
Até que, em um exemplar recente da revista Nature,
Autumn escreveu o artigo "Full, Adhesive force of a
single gecko foot-hair" (Autumn, K. et al., Nature
405, 681-685 (2000)), trazendo evidências de que, de
fato, 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.

14. QUÍMICA
PRODUÇÕES
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Fim