O documento discute as forças intermoleculares, incluindo forças de van der Waals como forças de dipolo-dipolo, dipolo induzido-dipolo permanente e forças de dispersão de London. Também aborda os diferentes tipos de sólidos com base na natureza das ligações intermoleculares, como sólidos iônicos, moleculares, covalentes e metálicos.

1. AS FORÇAS
INTERMOLECULARES
FISICO QUIMICA II
Prof. Joseval Estigaribia

2. EXPERIMENTOS

Lamina de barbear
não afunda?

Corante em leite e
detergente
Cromatografia de
papel de tinta de
caneta
 Álcool na gasolina


3. AS FORÇAS
INTERMOLECULARES
Johannes Diederik Van der
Waals (1837-1923), físico
holandês, recebeu o Prémio
Nobel da Física em 1910
pelas suas pesquisas sobre
os estados gasoso e líquido.

4. AS FORÇAS
INTERMOLECULARES
Forças
de Van
der
Waals
Forças
intermoleculares
Existem
entre
Dipolo-dipolo
(Forças de Keesom)
Moléculas
polares
Dipolo permanentedipolo induzido
(Forças de Debye)
Moléculas
polares
com
moléculas
apolares
Forças de dispersão
de London
Todos os
tipos de
moléculas
Exemplos
HCl ;
CH3CH2OH
HCl , N2

5. MOMENTO DO DIPOLO +Q
-Q
+
-
d
= Q.d
R
Clica Enter

6. MOMENTO DO DIPOLO +Q
-Q
+
-
R
= Q.d
d
- Momento do dipolo
Q – Carga
d – Distância entre os centros das cargas

7. MOMENTO DO DIPOLO -
+
+Q
d
R
= Q.d
-Q
= 0 (Espécie apolar)
0 (Espécie polar)
R
R

8. MOMENTO DO DIPOLO -
R
2
1
O=C=O
=
R
R
1
2
= 0 (Espécie apolar)

9. MOMENTO DO DIPOLO -
O
R
O
C
1
3
O
2
2-

10. MOMENTO DO DIPOLO -
R
3
R = 0 (Espécie apolar)
1
2
R1e2

11. AS FORÇAS
INTERMOLECULARES
Aumento da intensidade das forças intermoleculares

A coesão da matéria nos estados físicos, sólido,
líquido e gasoso é consequência da atracção
entre moléculas através das ligações
intermoleculares (ligação entre moléculas).

12. AS FORÇAS
INTERMOLECULARES
H
H
H
O
O
H

O
H
As ligações intermoleculares são mais fracas do
que as ligações intramoleculares (ligações entre
átomos que constituem as moléculas).
H

13. AS FORÇAS
INTERMOLECULARES
H
H
O
O
H
H
Forças intermoleculares mais fortes
Maior ponto de fusão

14. AS FORÇAS
INTERMOLECULARES
H
H
O
O
H
H
Quanto mais fortes as ligações
intermoleculares, maior será a energia
posta em jogo para romper as ligações
entre moléculas, afetando a mudança de
estados fisicos.

15. AS FORÇAS
INTERMOLECULARES

De acordo com a natureza, das ligações
intermoleculares, os sólidos classificam-se
em:
- sólidos iónicos;
- sólidos moleculares;
- sólidos covalentes;
- sólidos metálicos.

16. SÓLIDOS IÓNICOS

As unidades
constituintes da estrutura
são ions positivos e
negativos.

As ligações químicas
que se estabelecem
entre as unidades
constituintes da estrutura
são iónicas.

17. SÓLIDOS IÓNICOS

Os pontos de fusão e
ebulição são elevados.

Não conduzem a corrente
elétrica no estado sólido.

Conduzem a corrente
elétrica em solução aquosa
ou fundidos.

18. SÓLIDOS IÓNICOS
São duros e quebradiços.
 Deslizes na rede cristalina originam
debilidades na resistência, devido às
repulsões interiônicas.


19. SÓLIDOS MOLECULARES

As unidades constituintes da
estrutura são moléculas.

As moléculas podem ser
polares ou apolares.

As ligações químicas que se
estabelecem entre as
unidades constituintes da
estrutura são ligações
dipolo-dipolo e ligações de
London.

20. LIGAÇÕES DIPOLO-DIPOLO
+ H
+
H
+
+
H
O
O
+
+
H
H
O
-

As ligações dipolo-dipolo estabelecem-se entre
moléculas polares ( R 0 ).
H

21. LIGAÇÕES DIPOLO-DIPOLO
H
H
H
O
S
H

Ligação dipolo-dipolo
H
H
O

Ligação por ponte de H

22. LIGAÇÕES DIPOLO-DIPOLO
H
H
O
S
H
H

H
O
A ligação de H (Hidrogenio) é um caso particular da
ligação diplo-dipolo.
H

23. LIGAÇÕES DE HIDROGÉNIO
+ H
+
H
+
+
H
O
O
+
+
H
H
O
H
-

As ligações de H estabelecem-se entre átomos pequenos
e eletronegativos (N , O e F) e o átomo de H.

24. LIGAÇÕES DE HIDROGÉNIO
+ H
+
H
+
+
H
O
O
+
+
H
H
O
H
-

As ligações de H são das ligações intermoleculares mais
fortes.

25. LIGAÇÕES DIPOLO-DIPOLO
H
H
H
S
Gás ( 25º C )

H
O
Liquido ( 25º C )
O que condiciona a diferença no estado físico destas
substâncias são as ligações de H que se
estabelecem entre as moléculas de água. Entre
moléculas de H2S não se estabelecem ligações de H.

26. LIGAÇÕES DIPOLO-DIPOLO
H
H
S
H
S
H

Entre moléculas de H2S estabelecem-se
ligações dipolo-dipolo.

27. LIGAÇÕES DE HIDROGÉNIO
+ H
+
H
+
+
H
O
O
+
+
H
H
O
H
-

É necessário fornecer mais energia à água para romper
essas ligações (Hidrogénio), daí , o seu ponto de ebulição
ser superior em valor.

28. LIGAÇÕES DE DEBYE
+
H
+
H

O
Cl
Cl
O pólo positivo do dipolo permanente (molécula
polar) vai atrair a nuvem eletrônica da molécula
apolar, deformando-a. Esta deformação
corresponde ao aparecimento de um dipolo
induzido.

29. LIGAÇÕES DE DEBYE
+
-
Dipolo 1

+
Molécula
apolar
-
Dipolo 1
+
-
Dipolo
induzido
As “moléculas” ficam ligadas por forças
dipolo permanente - dipolo induzido.

30. LIGAÇÕES DE LONDON
A
+
Molécula
apolar
-
Dipolo
instantâneo
Em média , a nuvem eletrônica distribui-se
circularmente em volta do núcleo.
 O movimento do eletron, provoca num
determinado instante um dipolo instantâneo.


31. LIGAÇÕES DE LONDON
A
+
+
-
Dipolo
instantâneo

A
B
Molécula
apolar
B
-
-
-
Dipolo
induzido
Esta polarização é induzida a moléculas
vizinhas, resultando daí forças de atração
entre moléculas.

32. LIGAÇÕES DE LONDON
A
+
+
-
Dipolo
instantâneo

A
B
Molécula
apolar
A ligação de London depende :
- do número de eletrons;
- do tamanho da molécula;
- da forma da molécula.
B
-
-
-
Dipolo
induzido

33. LIGAÇÕES DE LONDON
9F
;
17
Cl
;
35
Br
;
53
I
À medida que o raio atómico aumenta (aumento
do nº de eletrons) as forças de dispersão de
London são mais fortes, daí que, à temperatura
ambiente o flúor e o cloro são gases, o bromo é
líquido e o iodo é sólido.

34. SÓLIDOS COVALENTES

As unidades constituintes
da estrutura são átomos.

As ligações químicas que
se estabelecem entre as
unidades constituintes da
estrutura são covalentes.

35. SÓLIDOS COVALENTES

Não conduzem a corrente
elétrica , com excepção do
grafite.

Pontos de fusão e ebulição
elevados.

Duros e quebradiços.

36. SÓLIDOS METÁLICOS

As unidades constituintes da
estrutura são ions positivos
e eletrons livres.

As ligações químicas que
se estabelecem entre as
unidades constituintes da
estrutura são metálicas.

37. SÓLIDOS METÁLICOS

As unidades que ocupam os pontos reticulares são os
ions positivos.

Cada ion perde eletrons formando a nuvem
electrónica que se espalha por todo o retículo. Este(s)
eletron(s) não estão ligados a qualquer átomo, mas
estão deslocalizados sobre o cristal.

38. SÓLIDOS METÁLICOS
Ions positivos
Eletrons deslocalizados

39. AS FORÇAS
INTERMOLECULARES
Forças
de van
der
Waals
Forças
intermoleculares
Dipolo-dipolo
(Forças de Keesom)
Dipolo permanentedipolo induzido
Existem
entre
Moléculas
polares
Forças de dispersão
de London
Todos os
tipos de
moléculas
Moléculas
polares
com
moléculas
apolares
Exemplos
HCl ;
CH3CH2OH
HCl + N2

40. AS FORÇAS
INTERMOLECULARES
Energia de ligação
Ion-ion
Ion-dipolo
Dipolo-dipolo
Dipolo permanente – dipolo induzido- dipolo
Dipolo instantâneo-dipolo induzido

41. Bibliografia:
Investigações em Ensino de Ciências – V17(2), pp. 385-413, 2012 385 - UMA PROPOSTA
TEÓRICA-EXPERIMENTAL DE SEQUÊNCIA DIDÁTICA SOBRE
INTERAÇÕES INTERMOLECULARES NO ENSINO DE QUÍMICA, UTILIZANDO
VARIAÇÕES DO TESTE DA ADULTERAÇÃO DA GASOLINA E CORANTES DE
URUCUM
http://qnint.sbq.org.br/qni/visualizarSalaAula.php?idSalaAula=3
Qnesc - Interações intermoleculares, Rocha, William R., disponivel em
http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/04/interac.pdf
CCEAD PUC RJ, Interações Intermoleculares e suas relações com solubilidade, Waldman,
Walter R., disponivel em http://web.ccead.pucrio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_interacoes_intermoleculares.pdf
Fim!