Desenvolvimento Teórico das forças intermoleculares

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2. Soluções
1. Forças intermoleculares (Pontes de hidrogénio, Dipolo-dipolo, Forças de London, Ião-dipolo)
2. Ligações intramoleculares vs. Forças intermoleculares
3. A importância das forças intermoleculares
5. Soluções
6. Concentração de uma solução
7. Unidades de concentração (% em massa, fração molar, molaridade, molalidade, ppm, problemas resolvidos)
8. Diluição
9. Fator de diluição
10. Conversão entre unidades de concentração

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Ligações intramoleculares vs. Forças intermoleculares
 Covalente Polar e Apolar
 Iónica
 Metálica
Intramoleculares
 Pontes de Hidrogénio
 Ião-Dipolo
 Dipolo-Dipolo
 Forças de London
Intermoleculares
Ligações intramoleculares – mantêm os átomos de uma molécula unidos
Forças intermoleculares – forças atrativas entre moléculas vizinhas
 A quebra de Ligações Intramoleculares requer
mais energia
 Fenómeno Químico (transformação de matéria)
 A quebra de Forças Intermoleculares requer menos
energia
 Fenómeno Físico (não há transformação de matéria,
apenas alteração no estado físico)
Aumento
da
intensidade

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Forças intermoleculares
No caso particular da água, as forças intermoleculares são relativamente fortes. Porquê?
m1
m2
Em cada ligação O-H há uma deslocamento da
nuvem eletrónica em direção ao átomo de O
(elemento mais eletronegativo) – momentos
dipolares, m1 e m2
mR ≠ 0
+d
- d
Verifica-se assim, maior densidade de cargas
negativas junto ao átomo de O e um défice de
cargas negativas junto aos átomos de H
A geometria angular da molécula leva a que a
soma vetorial dos m1 e m2 seja um mR ≠ 0 (regra
do paralelogramo)
- d
O átomo de H de uma molécula é atraída pelo polo negativo da molécula vizinha
Estabelece-se uma ponte entre as 2 moléculas – Ponte de Hidrogénio

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Dipolo-Dipolo
Pontes de Hidrogénio
• São normalmente representadas por linhas a tracejado em oposição às
linhas contínuas que representam as ligações covalentes
• Ocorrem sempre entre moléculas polares que contenham átomos de H
diretamente ligados a um átomo muito eletronegativo (um dos
elementos “NOF”) – e.g., H2O, HF...
• Forças que atuam entre moléculas polares
• Uma molécula polar comporta-se como um dipolo elétrico, i.e, 2 cargas
de sinal contrário a uma distância curta uma da outra
• A ligação entre moléculas vizinhas estabelece-se por atração
eletrostática entre as cargas opostas de 2 dipolos
• As pontes de hidrogénio são um caso particular de interações dipolo-
dipolo
- d
+d

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Forças de London
Ião-Dipolo
• As forças ião-dipolo são as principais responsáveis
pela elevada solubilidade de alguns compostos
iónicos na água
c. O dipolo instantâneo em A vai induzir dipolos em B e em C 
Dipolo induzido
Representação esquemática da ligação
dipolo instantâneo - dipolo induzido
Entre zonas de sinal contrário surgem interações responsáveis
pela ligação intermolecular (------)
a. Forças que atuam entre moléculas apolares – cargas elétricas
uniformemente distribuídas – (moléculas A, B e C)
b. Polarização instantânea da nuvem eletrónica de A – depende
da polarizabilidade da nuvem eletrónica  Dipolo instantâneo

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Indique quais destas espécies podem formar ligações de hidrogénio com a água: CH3OCH3, CH4, F-, HCOOH e Na+.
Problemas Resolvidos
Resolução:
Não há elementos eletronegativos (F, O ou N) em CH4 ou Na+. Portanto, só CH3OCH3, F- e HCOOH podem formar
ligações de hidrogénio com a água.
Quais das seguintes espécies são capazes de formar ligações de hidrogénio entre si: a) H2S, b) C6H6, c) CH3OH.
Resolução:
Apenas no metanol é que existe um átomo de H diretamente ligado a um dos átomos de elevada eletronegatividade
(F, O ou N). Assim, apenas este composto poderá estabelecer entre as suas moléculas, ligações pontes de hidrogénio.

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A importância das forças intermoleculares
As forças intermoleculares são responsáveis por um conjunto importante de propriedades dos compostos:
 Pontos de fusão e ebulição (responsáveis pelo estado físico dos compostos à temperatura ambiente)
 Densidade
 Viscosidade dos líquidos
 Tensão superficial dos líquidos
 Miscibilidade entre compostos
– Mistura homogénea de 2 ou mais substâncias
substâncias dissolvidas substância na qual estão dissolvidos os solutos

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Soluções
Solução – mistura homogénea de 2 ou mais substâncias. Nas soluções, as substâncias dissolvidas
designam-se por solutos e a substância na qual estão dissolvidos os solutos designa-se por solvente
Solvente – Componente que apresenta o mesmo estado físico da solução; se houver mais do que um
componente nesse estado físico, o solvente é o que existe em maior quantidade ou se as quantidades
forem iguais, é o componente mais volátil
Tipos de solução - Uma dada solução é gasosa (mistura de gases), líquida ou sólida (liga)
conforme o estado físico da solução é respetivamente gasosa, líquida ou sólida. E.g.,
 Gasosa: Ar
 Líquida: água gaseificada (CO2 dissolvido em água); água do mar; álcool etílico 95 % (etanol e água)
 Sólida: ligas metálicas como o bronze (Cu/Zn) solda (Sn/Pb) ou aço (Fe/C)
A miscibilidade entre compostos depende da capacidade dos compostos estabelecerem entre si ligações
intermoleculares. 2 compostos serão miscíveis se apresentarem polaridades semelhantes: “Igual dissolve igual”

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Para caracterizar completamente uma solução é necessário indicar quais são os componentes – composição
qualitativa e quantidades relativas, i.e., concentração de cada componente – composição quantitativa
Concentração de uma solução
Concentração – Quantidade de soluto presente numa dada quantidade de solução
Solução saturada – Solução que contém a quantidade máxima de um soluto num dado solvente, a uma
dada temperatura
Solução sobressaturada – Soluções que contêm maior quantidade de soluto do que a existente numa
solução saturada; as soluções sobressaturadas não são muito estáveis
Solubilidade – Quantidade máxima de um soluto que se dissolve numa determinada quantidade de solvente
a uma dada temperatura. A solubilidade de um soluto depende, entre outros, do solvente, da temperatura e
da pressão, em particular quando o soluto é um gás

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Unidade Definição Expressão matemática
Molaridade Moles de soluto por litro de solução
M ou mol.l-1
Molalidade Moles de soluto por quilograma de solvente
m ou mol.kg-1
Fração molar Moles de soluto por moles totais em solução
Percentagem
em massa
g de soluto por 100 g de solução
ppm 1 mg de soluto por kg de solução
(em soluções aquosas diluídas = mg.l-1 ou mg.ml-1)
C=
nsoluto
Vsolução (l)
soluto
=
nsoluto
nsoluto + n
solvente
% (m/m) =
msoluto
solução
m
x 100
m =
nsoluto
msolvente
(kg)
Unidades de concentração
Concentração  propriedade intensiva, i.e., independente da quantidade de matéria.
Pode ser expressa em diferentes unidades:
ppm =
msoluto
msolução
× 106

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Percentagem em massa
Percentagem em massa ou percentagem em peso - % (m/m), % (p/p), % (w/w)
É definida como: % (m/m) =
msoluto
solução
m
x 100 Não tem unidades (adimensional) porque é uma
razão entre 2 grandezas da mesma espécie
Dissolveram-se 0,892 g duma amostra de cloreto de potássio (KCl) em 54,6 g de água. Qual a % em massa de KCl?
Resolução:
% (m/m) =
0,892
0,892+54,6
× 100 = 1,61 %
Fração molar
soluto
=
nsoluto
nsoluto + n
solvente
Não tem unidades (adimensional) porque é
uma razão entre 2 grandezas da mesma espécie
Exemplo % (m/m)
Msolução = msolvente +
msoluto

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Quantas gramas de sulfato de sódio (Na2SO4) são necessárias para preparar 250 ml de uma solução de concentração 0,683 M?
M (Na2SO4)=142,10 g.mol-1
Resolução:
n (Na2SO4) = C × V = 0,683 mol.l−1× 0,250 l = 0,171 mol
m (Na2SO4) = n × M = 0,171 mol × 142,10 g.mol−1 = 24,3 g
Molaridade (M) Número de moles de soluto num litro de solução C=
nsoluto
Vsolução (l)
Molalidade (m) Número de moles de soluto num kg de solvente m =
nsoluto
msolvente
(kg)
Calcule a molalidade duma solução de ácido sulfúrico (H2SO4) contendo 24,4 g do ácido em 198 g de água.
M (H2SO4)= 98,08 g.mol-1
Resolução:
nácido =
m
M =
24,4 g
98,08 g.mol−1 = 0,249 mol
molalidade =
0,249 mol
0,198 kg
= 1,26 m
Exemplo Molaridade
Exemplo Molalidade

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Numa análise efetuada a uma amostra de 500 ml de água de um poço destinada para fins agrícolas, determinou-se um
teor em ião sulfato SO4
2-, de 6,0 ppm. Calcule a massa de iões SO4
2- que existia na amostra de água analisada
1ª proposta de resolução:
6,0 ppm = 6,0 mg.l-1
m (SO4
2−) = C × V = 6,0 mg.l−1 × 0,5 l = 3,0 mg = 3,0 × 10−3 g
2ª proposta de resolução
Exemplo ppm
ppm =
msoluto
msolução
× 106
6,0 =
msoluto
500 g
× 106
msoluto= 6,0 × 500 × 10−6= 3,0 × 10−3 g
Partes por milhão (ppm) mg de soluto por kg de solução (10-3 g/103 g = 1/106)
É definida como:

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Diluição
Preparação de uma solução a partir de outra mais concentrada, em
geral por adição do solvente puro
Densidade de uma substância ou solução
Exprime a massa da substância ou solução por unidade de
volume. Assim, enquanto 1 ml de água pura pesa 1 g (4 °C), 1ml
da solução de HCl a 37 % pesa, à mesma temperatura, 1,19 g
Exemplo diluição
1. Exprima a concentração da solução concentrada em
molaridade.
2. Calcule o número de moles de HCl necessário para
preparar 100 ml da solução diluída (C~0,1 M).
3. Calcule o volume da solução concentrada de HCl
que contenha o nHCl calculado no ponto anterior.
CiVi = CfVf
CiVi
CfVf
Preparação de 100 ml de uma solução HCl 0,1 M a partir da solução HCl concentrada

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Fator de diluição
Uma diluição envolve sempre duas soluções: a inicial (i), mais concentrada e a final (f), diluída
nfinal = ninicial
Cfinal . Vfinal = Cinicial . Vinicial
Cinicial
Cfinal
=
Vfinal
Vinicial
Partindo de uma determinada solução concentrada é possível obter várias soluções diluídas com
diferentes fatores de diluição, bastando para isso alterar o volume inicial da solução concentrada (Vi) e/ou
o volume final da solução diluída (Vf).
Ao quociente entre o volume de solução diluída (Vf) e o volume da solução concentrada utilizada (Vi) chama-se
fator de diluição, que indica o número de vezes que a concentração final é menor que a concentração inicial
Fator de diluição

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Conversão entre unidades
A escolha das unidades de concentração depende do objetivo. Por exemplo:
 Fração molar – Apropriada para calcular pressões parciais de gases e pressões de vapor de soluções
 Molaridade – É mais fácil medir o volume de uma solução, usando balões de diluição, do que pesar o solvente
Calcule a molaridade de uma solução de glucose 0,396 m e de densidade 1,16 g.ml-1.
M(glucose) = 180,20 g.mol-1
Exemplo de conversão entre unidades
Resolução:
Cálculo da massa correspondente a 0,396 mol de glucose
m = n.M glucose = 0,396 mol × 180,20 g.mol−1= 71,4 g
Cálculo da massa da solução contendo as 0,396 mol de glucose
msolução = 1000 g solvente + 71,4 g soluto =1071,4 g
Cálculo do volume da solução correspondente à massa de 1071,4 g
Vsolução =
1071,4 g
1,16 g.ml−1
= 923,4 ml
Molaridade =
0,396 mol
0,9234 l
= 0,429 M
Não esquecer de reduzir o volume
a litros