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QUÍMICA GERAL
Escola de Engenharia Industrial Metalúrgica
Universidade Federal Fluminense
Volta Redonda - RJ
Prof. Dr. Ednilsom Orestes
25/04/2016 – 06/08/2016 AULA 10
MOLÉCULAS: ATRAÇÃO E REPULSÃO.
FORÇAS INTERMOLECULARES MAIS
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PROPRIEDADES MOLECULARES?
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
and L. L. Jones
𝐸 𝑝 =
𝑄1 𝑄2
4𝜋𝜀0 𝑟
FORÇAS INTERMOLECULARES SÃO
RESPONSÁVEIS PELAS FASES.
TEMP. DE CONDENSAÇÃO OU
SOLIDIFICAÇÃO DEPENDE FORÇAS
INTERMOLECULARES.
INTERAÇÕES ÍON-ÍON E QUASE
TODAS INTERMOLECULARES SÃO
DO TIPO COULÔMBICA
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“FORÇAS INTERMOLECULARES”
FORÇAS ÍON-DIPOLO
SÓLIDOS IÔNICOS  HIDRATAÇÃO (SOLVATAÇÃO), NaCl EM H2O.
RESULTADO DA INTERÇÃO ENTRE UM ÍON E AS CARGAS PARCIAIS
(CARGA COMPLETA) DE UMA MOLÉCULA POLAR.
𝐸 𝑝 ∝ −
𝑧 𝝁
𝑟2
ENERGIA DIMINUI COM A INTERAÇÃO ÍON–SOLVENTE POLAR.
FORTE DEPENDÊNCIA COM A DISTÂNCIA.
CURTO ALCANCE – PROXIMIDADE.
GRANDES DISTÂNCIA – FORÇAS SE
CANCELAM.
MAIS FRACAS QUE ENTRE ÍONS
(CARGAS PARCIAIS). ÍON ATRAÍDO POR
PARTE DA MOLÉCULA, REPELIDO POR
OUTRA.
CRISTALIZAÇÃO – H2O RETIDA POR
MOLÉCULAS FORMANDO HIDRATOS.
Na2CO3 ∙ 10H2O e CuSO4 ⋅ 5H2O
TAMANHO E CARGA CONTROLAM NÍVEL
DE HIDRATAÇÃO.
Li e Na formam sais hidratados mas K, Rb e Ce (maiores) não – sais de NH4
+
normalmente
anidros (151 pm) ≃ Rb+
(152 pm).
Ba2+ (135 pm) e K+ (138 pm): 𝐾𝐶𝑙 é anidro mas BaCl2 ⋅ 2H2O
O La3+
("vizinho" do Ba, tem 122 pm) forma La NO3 3 ⋅ 6H2O e La2 SO4 3 ⋅ 9H2O
FORÇAS DIPOLO-DIPOLO
UMA MOLÉCULA POLAR CERCADA POR
OUTRAS, 𝐂𝐇 𝟑 𝐂𝐥 (SÓLIDO).
𝐸 𝑝 ∝ −
𝝁1 𝝁2
𝑟3
MÁXIMO ALINHAMENTO POSSÍVEL.
QUANTO MAIS POLARIZÁVEIS AS
MOLÉCULAS MAIS FORTE A INTERAÇÃO.
QUANDO DISTÂNCIA DOBRA 𝑬 𝒑 = 𝑬 𝒑/𝟖.
CARGAS PARCIAIS DIFERENTES SE ATRAEM,
MAS CARGAS IGUAIS SE REPELEM.
MAIS FRACA QUE ÍON-ÍON E QUE ÍON-
DIPOLO.
𝐂𝐇 𝟑 𝐂𝐥 (GÁS) MAIOR LIBERDADE –
BREVE RETENÇÃO ORIENTAÇÕES
ENERGIA FAVORÁVEL (SINAIS
OPOSTOS ADJACENTES).
ATRAÇÃO SUPERA LEVEMENTE
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𝐸 𝑝 ∝ −
𝝁1 𝝁2
𝑟6
MOLÉCULAS NO GÁS TEM
INTERAÇÃO MAIS FRACA
(SEPARAÇÃO).
NO LÍQUIDO INTERAÇÃO DIPOLO-
DIPOLO MAIS FORTE E DETERMINA
O PONTO DE EBULIÇÃO.
Qual composto tem ponto de fusão mais alto, o p-dicloro-
benzeno ou o o-dicloro-benzeno?
Os valores experimentais são 180°C, para o-dicloro-benzeno, e 174°C, para o p-
dicloro-benzeno.
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Qual composto tem ponto de fusão mais alto, o 1,1-dicloro-eteno
ou o trans-dicloro-eteno?
FORÇAS DE LONDON
INTERAÇÕES ATRATIVAS MESMO ENTRE MOLÉCULAS APOLARES
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DINÂMICA E VARIÁVEL (DEPENDE DO AMBIENTE QUÍMICO).
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DISTORÇÃO NUVEM ELETRÔNICA INDUZ DISTORÇÃO MOLÉCULA
VIZINHA – DIPOLO INDUZIDO.
ENERGIA INTERAÇÃO DEPENDE POLARIZABILIDADE (𝜶).
C5H12
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C18H38
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MUITO POLARIZÁVEL – NÚCLEO TEM POUCO
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OU BLINDAGEM – DIPOLOS INSTANTÂNEOS
FORTES.
𝐸 𝑝 ∝ −
𝜶1 𝜶2
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MOLÉCULAS VOLUMOSAS SÃO
POLARIZÁVEIS.
𝐅𝟐 E 𝐂𝐥 𝟐 SÃO GASES, 𝐁𝐫𝟐 LÍQUIDO E 𝐈 𝟐
SÓLIDO.
𝐂𝐇 𝟒 FERVE –161°C, 𝐂𝐂𝐥 𝟒 FERVE 77°C E 𝐂𝐁𝐫𝟒 É
SÓLIDO.
DEPENDÊNCIA COM FORMA.
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and L. L. Jones
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
and L. L. Jones
INTERAÇÕES DO TIPO DIPOLO-DIPLO INDUZIDO, O2 EM H2O.
𝐸 𝑝 ∝ −
𝝁1
2
𝜶2
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INTERAÇÕES DE VAN DER WAALS
Explique as tendências dos pontos de ebulição dos halogenetos de
hidrogênio: HCl (-85°C); HBr (-67°C) e; HI (-35°C).
Diferenças de eletronegatividade diminuem de HCl para HI; logo, os momentos de dipolo
diminuem e, em consequência, as forças dipolo-dipolo também diminuem. Sugere que os
pontos de ebulição deveriam diminuir de HCl para HI.
Já o número de elétrons da molécula aumenta de HCl para HI; logo, as interações de London
também crescem e, em consequência, os pontos de ebulição deveriam crescer de HCl para HI.
Análise sugere que as interações de London predominam sobre as interações dipolo-dipolo
no caso dessas moléculas.
Explique a tendência dos pontos de ebulição dos gases nobres, que
aumentam do hélio para o xenônio.
[Resposta: A energia das interações de London aumenta com o número de
elétrons.]
Sugira uma razão para que o o trifluoro-metano, CHF3, tenha ponto de
ebulição mais alto do que o tetrafluoro-metano, CF4.
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
and L. L. Jones
INTERAÇÕES DE LONDON SÃO UNIVERSAIS (INDEPENDEM DA
IDENTIDADE QUÍMICA).
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO MUITO FORTE (N, O OU F).
𝑂 − 𝐻 101 pm < 𝑂 ⋯ 𝐻 (175 pm no gelo)
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins
and L. L. Jones
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Quais das seguintes ligações intermoleculares podem ser
atribuídas às ligações de hidrogênio: (a) CH3NH2 a CH3NH2; (b)
CH3OCH3 a CH3OCH3; (c) HBr a HBr?
[Resposta: Somente (a) tem o H diretamente ligado a N, O ou F.]
Quais das seguintes moléculas podem, no estado puro,
participar de ligações de hidrogênio: (a) CH3OH; (b) PH3; (c)
HClO (cuja estrutura é Cl–O–H)?
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Química Geral Aula 10

  • 1. QUÍMICA GERAL Escola de Engenharia Industrial Metalúrgica Universidade Federal Fluminense Volta Redonda - RJ Prof. Dr. Ednilsom Orestes 25/04/2016 – 06/08/2016 AULA 10
  • 2.
  • 3. MOLÉCULAS: ATRAÇÃO E REPULSÃO. FORÇAS INTERMOLECULARES MAIS IMPORTANTES PARA LÍQUIDOS E SÓLIDOS QUE PARA GASES. UMA ÚNICA MOLÉCULA DE H2O NÃO É ÚMIDA, NÃO CONGELA NEM FERVE! CONJUNTO vs MOLÉCULAS ISOLADAS. JÁ CONHECEMOS O GÁS (IDEAL). QUAL A ORIGEM DESTAS FORÇAS? QUAL A RELAÇÃO COM AS PROPRIEDADES MOLECULARES?
  • 4. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones 𝐸 𝑝 = 𝑄1 𝑄2 4𝜋𝜀0 𝑟 FORÇAS INTERMOLECULARES SÃO RESPONSÁVEIS PELAS FASES. TEMP. DE CONDENSAÇÃO OU SOLIDIFICAÇÃO DEPENDE FORÇAS INTERMOLECULARES. INTERAÇÕES ÍON-ÍON E QUASE TODAS INTERMOLECULARES SÃO DO TIPO COULÔMBICA
  • 5. LÍQUIDOS & SÓLIDOS “FORÇAS INTERMOLECULARES”
  • 7. SÓLIDOS IÔNICOS  HIDRATAÇÃO (SOLVATAÇÃO), NaCl EM H2O. RESULTADO DA INTERÇÃO ENTRE UM ÍON E AS CARGAS PARCIAIS (CARGA COMPLETA) DE UMA MOLÉCULA POLAR. 𝐸 𝑝 ∝ − 𝑧 𝝁 𝑟2 ENERGIA DIMINUI COM A INTERAÇÃO ÍON–SOLVENTE POLAR. FORTE DEPENDÊNCIA COM A DISTÂNCIA.
  • 8. CURTO ALCANCE – PROXIMIDADE. GRANDES DISTÂNCIA – FORÇAS SE CANCELAM. MAIS FRACAS QUE ENTRE ÍONS (CARGAS PARCIAIS). ÍON ATRAÍDO POR PARTE DA MOLÉCULA, REPELIDO POR OUTRA. CRISTALIZAÇÃO – H2O RETIDA POR MOLÉCULAS FORMANDO HIDRATOS. Na2CO3 ∙ 10H2O e CuSO4 ⋅ 5H2O TAMANHO E CARGA CONTROLAM NÍVEL DE HIDRATAÇÃO. Li e Na formam sais hidratados mas K, Rb e Ce (maiores) não – sais de NH4 + normalmente anidros (151 pm) ≃ Rb+ (152 pm). Ba2+ (135 pm) e K+ (138 pm): 𝐾𝐶𝑙 é anidro mas BaCl2 ⋅ 2H2O O La3+ ("vizinho" do Ba, tem 122 pm) forma La NO3 3 ⋅ 6H2O e La2 SO4 3 ⋅ 9H2O
  • 10. UMA MOLÉCULA POLAR CERCADA POR OUTRAS, 𝐂𝐇 𝟑 𝐂𝐥 (SÓLIDO). 𝐸 𝑝 ∝ − 𝝁1 𝝁2 𝑟3 MÁXIMO ALINHAMENTO POSSÍVEL. QUANTO MAIS POLARIZÁVEIS AS MOLÉCULAS MAIS FORTE A INTERAÇÃO. QUANDO DISTÂNCIA DOBRA 𝑬 𝒑 = 𝑬 𝒑/𝟖. CARGAS PARCIAIS DIFERENTES SE ATRAEM, MAS CARGAS IGUAIS SE REPELEM. MAIS FRACA QUE ÍON-ÍON E QUE ÍON- DIPOLO.
  • 11. 𝐂𝐇 𝟑 𝐂𝐥 (GÁS) MAIOR LIBERDADE – BREVE RETENÇÃO ORIENTAÇÕES ENERGIA FAVORÁVEL (SINAIS OPOSTOS ADJACENTES). ATRAÇÃO SUPERA LEVEMENTE REPULSÃO. 𝐸 𝑝 ∝ − 𝝁1 𝝁2 𝑟6 MOLÉCULAS NO GÁS TEM INTERAÇÃO MAIS FRACA (SEPARAÇÃO). NO LÍQUIDO INTERAÇÃO DIPOLO- DIPOLO MAIS FORTE E DETERMINA O PONTO DE EBULIÇÃO.
  • 12. Qual composto tem ponto de fusão mais alto, o p-dicloro- benzeno ou o o-dicloro-benzeno? Os valores experimentais são 180°C, para o-dicloro-benzeno, e 174°C, para o p- dicloro-benzeno.
  • 13. Qual composto tem ponto de fusão mais alto, o cis-dicloro-eteno ou o trans-dicloro-eteno? [Resposta: cis-dicloro-eteno] Qual composto tem ponto de fusão mais alto, o 1,1-dicloro-eteno ou o trans-dicloro-eteno?
  • 15. INTERAÇÕES ATRATIVAS MESMO ENTRE MOLÉCULAS APOLARES (LIQUEFAÇÃO DE GASES NOBRES E GASOLINA). DISTRIBUIÇÃO DE CARGA (ELÉTRONS) EM TORNO DOS NÚCLEOS É DINÂMICA E VARIÁVEL (DEPENDE DO AMBIENTE QUÍMICO). CARGAS PARCIAIS (DIPOLOS) INSTANTÂNEAS (𝟏𝟎−𝟏𝟔 𝒔). DISTORÇÃO NUVEM ELETRÔNICA INDUZ DISTORÇÃO MOLÉCULA VIZINHA – DIPOLO INDUZIDO. ENERGIA INTERAÇÃO DEPENDE POLARIZABILIDADE (𝜶).
  • 16. C5H12 Pto ebulição 36°C. Pto ebulição 10°C. C18H38 C15H32 MUITO POLARIZÁVEL – NÚCLEO TEM POUCO “CONTROLE” SOBRE ELÉTRONS – DISTÂNCIA OU BLINDAGEM – DIPOLOS INSTANTÂNEOS FORTES. 𝐸 𝑝 ∝ − 𝜶1 𝜶2 𝑟6 MOLÉCULAS VOLUMOSAS SÃO POLARIZÁVEIS. 𝐅𝟐 E 𝐂𝐥 𝟐 SÃO GASES, 𝐁𝐫𝟐 LÍQUIDO E 𝐈 𝟐 SÓLIDO. 𝐂𝐇 𝟒 FERVE –161°C, 𝐂𝐂𝐥 𝟒 FERVE 77°C E 𝐂𝐁𝐫𝟒 É SÓLIDO. DEPENDÊNCIA COM FORMA.
  • 17. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
  • 18. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
  • 19. INTERAÇÕES DO TIPO DIPOLO-DIPLO INDUZIDO, O2 EM H2O. 𝐸 𝑝 ∝ − 𝝁1 2 𝜶2 𝑟6 INTERAÇÕES DE VAN DER WAALS
  • 20. Explique as tendências dos pontos de ebulição dos halogenetos de hidrogênio: HCl (-85°C); HBr (-67°C) e; HI (-35°C). Diferenças de eletronegatividade diminuem de HCl para HI; logo, os momentos de dipolo diminuem e, em consequência, as forças dipolo-dipolo também diminuem. Sugere que os pontos de ebulição deveriam diminuir de HCl para HI. Já o número de elétrons da molécula aumenta de HCl para HI; logo, as interações de London também crescem e, em consequência, os pontos de ebulição deveriam crescer de HCl para HI. Análise sugere que as interações de London predominam sobre as interações dipolo-dipolo no caso dessas moléculas. Explique a tendência dos pontos de ebulição dos gases nobres, que aumentam do hélio para o xenônio. [Resposta: A energia das interações de London aumenta com o número de elétrons.] Sugira uma razão para que o o trifluoro-metano, CHF3, tenha ponto de ebulição mais alto do que o tetrafluoro-metano, CF4.
  • 22. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
  • 23. INTERAÇÕES DE LONDON SÃO UNIVERSAIS (INDEPENDEM DA IDENTIDADE QUÍMICA). LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO MUITO FORTE (N, O OU F). 𝑂 − 𝐻 101 pm < 𝑂 ⋯ 𝐻 (175 pm no gelo)
  • 24. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
  • 25. ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones
  • 26. Quais das seguintes ligações intermoleculares podem ser atribuídas às ligações de hidrogênio: (a) CH3NH2 a CH3NH2; (b) CH3OCH3 a CH3OCH3; (c) HBr a HBr? [Resposta: Somente (a) tem o H diretamente ligado a N, O ou F.] Quais das seguintes moléculas podem, no estado puro, participar de ligações de hidrogênio: (a) CH3OH; (b) PH3; (c) HClO (cuja estrutura é Cl–O–H)?
  • 27. REPULSÕES Resultado da superposição de orbitais de moléculas vizinhas e do princípio da exclusão de Pauli (orbitais ligantes e antiligantes). Ex.: He2