aula sobre interações intermoleculares

1. 1
Transformações Químicas
Ligações químicas e interações
intermoleculares
Prof. Luiz Duarte Ramos

2. Teoria que explica as partículas e as forças
fundamentais. Explica do que o mundo é feito e o que o
mantém unido. Contudo, ainda existem muitas
questões a serem respondidas.
MODELO PADRÃO

4. Estrutura Eletrônica dos Átomos e
Tabela Periódica
https://youtu.be/7Kp-AW9aj64
4
Uma breve animação:

5. 5
IÔNICA
COVALENT
E
METÁLIC
A
Ligações Químicas
5

6. Definição de Ligações Químicas
Ligação química: é a força que mantém dois ou mais átomos unidos.
• Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre
dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-
metálicos.
• Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal
para um não-metal.
• Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros
unidos.
6

7. 7
1. Ligação entre elementos metálicos e não
metálicos
1. Energia de Ionização.
2. Eletroafinidade (ou Afinidade Eletrônica).
3. Interações eletrostáticas.
Ligações Iônicas
7

8. Configurações Eletrônicas de Íons
8
❖ metálicos tendem a
perder elétrons
❖ não metálicos
tendem a ganhar
elétrons
❖ Configuração
eletrônica final igual
ao próximo gás nobre
❖ Regra do OCTETO

9. Configurações eletrônicas de alguns átomos e
dos íons que eles formam
9

10. 10
Interações eletrostáticas
Interação entre cargas ≡ força coulômbica
r
Repulsão
Atração
Ligações Iônicas
10
Estrutura
de
Lewis

11. Energia de ionização vs
eletroafinidade
11
energia necessária
para retirar um
elétron e um
átomo no estado
gasoso

12. Energia de ionização vs
eletroafinidade
12
energia liberada
pela ‘entrada’ de
um elétron em
um átomo no
estado gasoso

13. Energia de rede
13
+145 kJ/mol
-642 kJ/mol

14. Ligações Iônicas
Energias envolvidas na
formação da ligação iônica
• A energia de rede (energia
necessária para separar um mol
de um composto iônico sólido nos
seus no estado gasoso) aumenta à
medida que:
• As cargas nos íons aumentam
• A distância entre os íons
diminui 14
LEI DE COULOMB

15. Propriedades dos Compostos Iônicos
15

16. Propriedades dos Compostos Iônicos
16

17. X- X2- X3-
M+ MX M2X M3X
M2+ MX2 MX M3X2
M3+ MX3 M2X3 MX
Estequiometrias Comuns dos
Compostos Iônicos
17

18. Ligação Covalente
18

19. Ligações Covalentes
Ligações múltiplas
• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois
átomos (ligações múltiplas):
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o
número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
H H O O N N
19

20. Ligações Covalentes
Estruturas de Lewis: uma revisão
Lewis percebeu que ele poderia justificar a existência de um grande número de
moléculas ao propor que cada átomo compartilha elétrons com seus átomos
vizinhos para atingir um total de oito elétrons de valência.
20

21. Eletronegatividade
• Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons para si em
certa molécula.
• Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).
21

22. Polaridade da ligação e eletronegatividade
Eletronegatividade e
polaridade de ligação
• A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da
polaridade de ligação:
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em
ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou
quase igual);
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em
ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons
desigual);
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em
ligações iônicas (transferência de elétrons).
F2 (4,0 – 4,0 = 0,0)
HF (4,0 – 2,1 = 1,9)
LiF (4,0 – 1,0 = 3,0) 22

23. Característica da Ligação
Ligação Iônica vs Ligações Covalentes
23

24. Forma espacial das moléculas
24

25. Modelo RPECV ou VSEPR
O modelo da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (modelo
RPECV ou VSEPR) amplia a teoria da ligação química de Lewis para explicar
as formas das moléculas, adicionando regras que explicam os ângulos de ligação.
Primeira regra: as regiões de altas concentrações de elétrons se repelem e, para
reduzir ao máximo essa repulsão, elas tendem a se afastar o máximo possível,
mantendo a mesma distância do átomo central.
25

26. Forma e Estrutura das Moléculas
Segunda regra: tendo identificado o arranjo que localiza os pares de elétrons na
posição “mais distante” (ligações e pares isolados do átomo central), que é
chamado de arranjo dos elétrons na molécula, determinamos a posição dos
átomos e identificamos a forma da molécula, dando-lhe um nome de acordo com
as formas.
26

27. Terceira regra: não existe distinção entre ligações simples ou múltiplas.
Quarta regra: quando existe mais de um átomo central, as ligações de cada
átomo são tratados independentemente.
Exemplos:
Forma e Estrutura das Moléculas
27

28. Moléculas Polares e Apolares
28

29. Moléculas Polares e Apolares
29

30. Moléculas Polares e Apolares
30

31. Moléculas Polares e Apolares
31

32. Moléculas Polares e Apolares
32

33. Moléculas Polares e Apolares
33

34. Moléculas Polares e Apolares
34

35. Moléculas Polares e Apolares
35

36. Hibridização e Geometria Molecular
36

37. Hibridização e Geometria Molecular
37

38. Hibridização e Geometria Molecular
38

39. Orbitais Moleculares
• Se espalham por toda a molécula;
• Os elétrons de valência estão delocalizados sobre toda a molécula, não
pertencem a uma ligação específica;
• Resultam da combinação linear de orbitais atômicos (LCAO – linear
combination of atomic orbitals).
39

40. Por que O2 é paramagnético?
40

41. 41

42. Estruturas
de Lewis
Teoria de
Ligação de
Valência
Geometria
Molecular
Polaridade
Molecular
Teoria do
Orbital
Molecular
Ordem de
Ligação
Magnetismo
das
Moléculas
Cores das
moléculas

43. 43
Forças Intermoleculares

44. FORÇAS INTERMOLECULARES
44

45. Como explicar as Forças Intermoleculares?
São explicadas por argumentos de
natureza elestrostática.
45
Ligação química é força
INTRAmolecular!

46. Tipos de Interações – Formação de Fases Condensadas
N, O, F; ligados a um
átomo de H
compartilhado
20
Ligação de Hidrogênio
Moléculas polares em
rotação
0,3
Moléculas polares
estacionárias
2
dipolo-dipolo
Íons e moléculas polares
15
íon-dipolo
Somente íons
250
íon-íon
Espécies que
interagem
Energia,
kJ.mol-1
Tipo de Interação
Dispersão de London
46

47. Íon-dipolo
• Quando há a
presença de íons
em uma solução
• Atração de cargas
opostas
• Quanto maior a
carga ou menor o
íon mais forte a
atração ocorre

48. ÍON-DIPOLO
48

49. 49
ÍON-DIPOLO
Chang e Goldsby, Fig. 11.3

50. Energia de Hidratação
Íon metálico
Raio Iônico (10-12
m)
Energia de Hidratação
(kJ.mol-1)
Li+ 59 - 515
Na+ 102 - 405
K+ 151 - 321
Rb+ 161 - 296
Cs+ 174 - 263
Mg2+ 72 - 1922
50

51. Dipolo-dipolo
• Ocorre entre moléculas polares
• Alinhamento dos dipolos da
moléculas
• Quanto maios o momento
dipolo da molécula maior a
atração entre elas

52. Dipolo-dipolo
• Ocorre entre moléculas polares
• Alinhamento dos dipolos da
moléculas
• Quanto maios o momento
dipolo da molécula maior a
atração entre elas

53. Interações de London
(dipolo induzido- dipolo induzido)
• Quando duas moléculas apolares se
aproximam ocorre uma repulsão das nuvens
eletrônicas gerando dipolos induzidos
momentâneos.

54. Forças de London
54

55. Forças de London
C5H12
C15H32 C18H38
55

56. Forças de London
Ponto de ebulição: 360C
Ponto de ebulição: 100C
56

57. POLARIZABILIDADE
• Quanto maior o tempo que uma espécie consegue
manter-se polarizada, maior será a sua capacidade de
indução da polaridade na molécula seguinte.
• Este tempo depende de dois fatores:
– Valor da carga, q.
– Valor de r (raio). Um grande valor de r produz um dipolo com
maior tempo de vida. Portanto, as espécies polarizáveis são as
mais volumosas, pois permitem maior separação entre as
cargas.
57

58. POLARIZABILIDADE
F2 Gás
Cl2 Gás
Br2 Líquido
I2 Sólido
58

59. LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO
59

60. Ligações de hidrogênio
• Tipo de interação intermolecular mais forte.
• O átomo de Hidrogênio tem que estar ligado a
um átomo extremamente eletronegativo (F, O, N)

61. Ligações de Hidrogênio
Os pontos de ebulição da maior parte dos hidretos moleculares dos elementos do
bloco p mostram um aumento suave com a massa molar em cada grupo. Entretanto,
três compostos têm comportamento anormal.
61

62. 62

63. 63

64. 1 Debye = D = 3,33564 x 10-30 C m
Composto
orgânico
Fórmula Moment
o
Dipolar
(D)
M
(g/mol)
PE
(0C)
Interação Predominante
Álcool
etílico
CH3CH2OH 1,69 46 78 Ligações de H
Acetona CH3COCH3 2,88 58 56 Dipolo-dipolo
Éter
etílico
(CH3CH2)2O 1,15 74 35 Dipolo-dipolo e Dipolo
Instantâneo-Dipolo
Induzido (London)
64

65. 65
http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/04/interac.pdf
Leitura complementar