O documento discute as forças intermoleculares, incluindo as ligações de van der Waals, ligações de hidrogênio e ligações de London. Também descreve os diferentes tipos de sólidos com base na natureza das ligações entre suas unidades constituintes.

1. As forças Intermoleculares O H H H H O

2. 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.

3. As forças Intermoleculares Forças de Van der Waals Forças intermoleculares Existem entre Exemplos Dipolo-dipolo (Forças de Keesom) Moléculas polares HCl ; CH 3 CH 2 OH Dipolo permanente-dipolo induzido (Forças de Debye) Moléculas polares com moléculas apolares HCl + N 2 Forças de dispersão de London Todos os tipos de moléculas

4. Momento do dipolo -  r  = Q.d + - d + Q - Q Clica Enter

5. Momento do dipolo -  r  = Q.d + - d + Q - Q - Momento do dipolo Q – Carga d – Distância entre os centros das cargas

6. Momento do dipolo -  R  = Q.d + - d + Q - Q  R = 0 (Espécie apolar)  R  0 (Espécie polar) 

7. Momento do dipolo -  r O=C=O  R = 0 (Espécie apolar)  1  2  R =  1 -  2 Clica Enter

8. Momento do dipolo -  r C O O O 2-  1  2  3 Clica Enter

9. Momento do dipolo -  r  1  2  3  R = 0 (Espécie apolar)  R 1 e 2 Clica Enter

10. As 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). Aumento da intensidade das forças intermoleculares

11. As forças Intermoleculares As ligações intermoleculares são mais fracas do que as ligações intramoleculares (ligações entre átomos que constituem as moléculas) . O H H H H O O H H Clica Enter

12. As forças Intermoleculares Forças intermoleculares mais fortes Maior ponto de fusão O H H O H H Clica Enter

13. As forças Intermoleculares Quanto mais fortes as ligações intermoleculares, maior será a energia posta em jogo para romper as ligações entre moléculas, de forma que a que se dê a passagem do estado sólido a líquido. O H H O H H

14. As forças Intermoleculares De acordo com a natureza, das ligações intermoleculares, os sólidos classificam-se em: - sólidos iónicos; - sólidos moleculares; - sólidos covalentes; - sólidos metálicos.

15. Sólidos Iónicos As unidades constituintes da estrutura são iões positivos e negativos . As ligações químicas que se estabelecem entre as unidades constituintes da estrutura são iónicas .

16. Sólidos Iónicos Os pontos de fusão e ebulição são elevados. Não conduzem a corrente eléctrica no estado sólido. Conduzem a corrente eléctrica em solução aquosa ou fundidos.

17. Sólidos Iónicos São duros e quebradiços. Deslizes na rede cristalina originam debilidades na resistência, devido às repulsões interiónicas.

18. 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.

19. Ligações dipolo-dipolo As ligações dipolo-dipolo estabelecem-se entre moléculas polares (  R  0 ). O H H H H O O H H  +  -  +  +  +  +  +  -  - Clica Enter

20. Ligações dipolo-dipolo Ligação dipolo-dipolo O H H H H O S H H Ligação por ponte de H Clica Enter

21. Ligações dipolo-dipolo A ligação de H ( Hidrogénio ) é um caso particular da ligação diplo-dipolo. O H H H H O S H H Clica Enter

22. Ligações de Hidrogénio As ligações de H estabelecem-se entre átomos pequenos e electronegativos ( N , O e F ) e o átomo de H . O H H H H O O H H  +  -  +  +  +  +  +  -  - Clica Enter

23. Ligações de Hidrogénio As ligações de H são das ligações intermoleculares mais fortes. O H H H H O O H H  +  -  +  +  +  +  +  -  - Clica Enter

24. Ligações dipolo-dipolo 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 H 2 S não se estabelecem ligações de H. H H H H O S Gás ( 25º C ) Liquido ( 25º C )

25. Ligações dipolo-dipolo Entre moléculas de H 2 S estabelecem-se ligações dipolo-dipolo. H H H H S S Clica Enter

26. Ligações de Hidrogénio É necessário fornecer mais energia à água para romper essas ligações ( Hidrogénio ), daí , o seu ponto de ebulição ser maior. O H H H H O O H H  +  -  +  +  +  +  +  -  - Clica Enter

27. Ligações de Debye O pólo positivo do dipolo permanente (molécula polar) vai atrair a nuvem electrónica da molécula apolar, deformando-a. Esta deformação corresponde ao aparecimento de um dipolo induzido. H H O  +  + Cl Cl Clica Enter

28. Ligações de Debye As “moléculas” ficam ligadas por forças dipolo permanente -dipolo induzido. Dipolo 1 Molécula apolar Dipolo 1 Dipolo induzido  +  -  +  -  -  + Clica Enter

29. Ligações de London Em média , a nuvem electrónica distribui-se de uma forma esférica à volta do núcleo. O movimento do electrão, provoca num determinado instante um dipolo instantâneo. A Molécula apolar Dipolo instantâneo  +  -

30. Ligações de London Esta polarização é induzida a moléculas vizinhas, resultando daí forças de atracção entre moléculas. B Molécula apolar Dipolo instantâneo  +  +  -  -  -  - Dipolo induzido A A B Clica Enter

31. Ligações de London A ligação de London depende : - do número de electrões; - do tamanho da molécula; - da forma da molécula. B Molécula apolar Dipolo instantâneo  +  +  -  -  -  - Dipolo induzido A A B Clica Enter

32. Ligações de London À medida que o raio atómico aumenta (aumento do nº de electrões) 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. 9 F ; 17 Cl ; 35 Br ; 53 I

33. Sólidos Covalentes As unidades constituintes da estrutura são átomos . As ligações químicas que se estabelecem entre as unidades constituintes da estrutura são covalentes .

34. Sólidos Covalentes Não conduzem a corrente eléctrica , com excepção da grafite. Pontos de fusão e ebulição elevados. Duros e quebradiços.

35. Sólidos Metálicos As unidades constituintes da estrutura são iões positivos e electrões livres . As ligações químicas que se estabelecem entre as unidades constituintes da estrutura são metálicas .

36. Sólidos Metálicos As unidades que ocupam os pontos reticulares são os iões positivos. Cada ião perde um mais electrões formando a nuvem electrónica que se espalha por todo o retículo. Este(s) electrão(ões) não estão ligados a qualquer átomo, mas estão deslocalizados sobre o cristal.

37. Sólidos Metálicos Electrões deslocalizados Iões positivos

38. As forças Intermoleculares Forças de van der Waals Forças intermoleculares Existem entre Exemplos Dipolo-dipolo (Forças de Keesom) Moléculas polares HCl ; CH 3 CH 2 OH Dipolo permanente-dipolo induzido Moléculas polares com moléculas apolares HCl + N 2 Forças de dispersão de London Todos os tipos de moléculas

39. As forças Intermoleculares Ião-ião Ião-dipolo Dipolo permanente –dipolo induzido-dipolo Dipolo-dipolo Dipolo instantâneo-dipolo induzido Energia de ligação

40. Fim!