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Profa. Valquiria Rodrigues do Nascimento
2016
• As moléculas formadas por ligações
covalentes podem apresentar de dois a
milhares de átomos.
Os átomos se alinham formando formas
geométricas em relação aos núcleos dos átomos. TEORIA
DA REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS DA CAMADA DE
VALÊNCIA. (TRPEV)
Pares de elétrons CV 2 3 4
Moléculas com Dois átomos, iguais ou diferentes
(diatômicas): Geometria Linear
Moléculas com Três átomos (Triatômicas):
Sem a presença de elétrons livres - Geometria Linear
Com a presença de elétrons livres – Geometria Angular
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Moléculas com quatro átomos:
Sem a presença de elétrons livres - Geometria Trigonal plana
Com a presença de elétrons livres – Geometria Piramidal
Trigonal plana
Piramidal
Moléculas com Cinco átomos:
Sem a presença de elétrons livres - Geometria Tetraédrica
Tetracloreto de carbono CCl4
Tetrabrometo de silício
 POLOS: presença de cargas em determinada região
 LIGAÇÔES IÔNICAS:
 Toda ligação Iônica é POLAR!!!
Na+ Cl-  cargas (polos) reais TRANSFERÊNCIA DE
ELÉTRONS
• LIGAÇÔES COVALENTES
• Compartilhamento de pares de elétrons.
• A polaridade estará relacionada com a
diferença de eletronegatividade e a
consequente deformação da nuvem
eletrônica.
• Para moléculas diatômicas em que não há
diferença de eletronegatividade:
MOLECULA APOLAR
• Para moléculas diatômicas em que há
diferença de eletronegatividade:
MOLECULA POLAR
• Pode –se determinar a polaridade de uma molécula
através do vetor momento dipolar resultante
Geometria Condição: ligantes
ao átomo central
Polaridadee
Linear
Trigonal Plana
Tetraédrica
Iguais Apolar
Diferentes Polar
Angular
Piramidal
Iguais ou diferentes Polar
APOLAR
POLAR
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POLAR
POLAR
APOLAR
APOLAR
POLAR
APOLAR
Como você explica o
fato de uma mesma
substância poder se
apresentar na forma
sólida, líquida e
gasosa?
 É a intensidade da força entre as
moléculas .
Importante:
 Quanto menos intensas forem as forças intermoleculares, mais volátil
será a substância e menor será sua temperatura de ebulição.
• A coesão da matéria nos estados físicos, sólido, líquido e gasoso
é consequência da atração entre moléculas através das ligações
intermoleculares (ligação entre moléculas).
Aumento da intensidade das forças intermoleculares
• As ligações intermoleculares são mais fracas do que as ligações
interatômicas (ligações entre átomos que constituem as
moléculas).
O
H
H
HH
O
O
H
H
Forças intermoleculares mais fortes
Maior ponto de fusão
O
H
H
O
H
H
Quanto mais fortes as ligações intermoleculares,
maior será a energia para romper as ligações entre
moléculas, de forma que se dê a mudança de
estado físico.
O
H
H
O
H
H
• Entre moléculas;
•Forças dipolo induzido – dipolo induzido, Forças de
dispersão, Forças de London ou Forças de Wander Walls
•Forças dipolo permanente – dipolo permanente
•Ligações de hidrogênio
• Acontece em moléculas APOLARES.
• Em média , a nuvem eletrônica distribui-se de uma
forma esférica à volta do núcleo.
• O movimento do elétron, provoca num
determinado instante um dipolo instantâneo.
A
Molécula
apolar
Dipolo
instantâneo
+ -
• Esta polarização é induzida à moléculas vizinhas,
resultando daí forças de atração entre moléculas.
• A ligação de London depende :
- do número de elétrons;
- do tamanho da molécula;
B
Molécula
apolar
Dipolo
instantâneo
+ +
--
-
Dipolo
induzido
A A B
+
À medida que o raio atómico aumenta (aumento do nº de
elétrons) 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
Quanto maior as cadeias carbônicas mais interações
de London existirão.
• As ligações dipolo-dipolo estabelecem-se entre moléculas
polares ( R  0 ).
Você saberia dizer, das três moléculas citadas no exemplo
(HCl, HBr, HI), qual teria temperatura de fusão e de ebulição
mais alta?
HCl massa 36 g/mol
HBr massa 81 g/mol
HI massa 127 g/mol
O
H
H
HH
O
O
H
H
+
-
+ +
+
+ +
-
-
 A ligação de H ( Hidrogênio ) é um caso particular da ligação diplo-dipolo.
 As ligações de H estabelecem-se entre átomos pequenos e com
eletronegatividades altas (F , O e N) e o átomo de H.
• As ligações de H, são as mais fortes ligações intermoleculares.
H
H
H
H O
S
• 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.
Gás ( 25º C ) Liquido ( 25º C )
LIGAÇÕES DIPOLO
PERMANENTE
H
H
H
H
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• Entre moléculas de H2S estabelecem-se ligações
dipolo-dipolo.
S
• É necessário fornecer mais energia a água para romper essas ligações
( Hidrogênio ), daí , o seu ponto de ebulição ser maior.
O
H
H
HH
O
O
H
H
+
-
+ +
+
+ +
-
-
Capacidade de uma substância de se dissolver
em outra.
Soluto: substância minoritária, que é dissolvida
Solvente: substância maioritária, que é dissolve o soluto.
Solvatação: processo de
dispersão molecular, isso
implica na ruptura de
ligações ou forças
intermoleculares.
Hidratação: processo de
dispersão molecular, quando o
solvente é a água.
A água consegue dissolver
tanto substâncias iônicas, que são
sempre polares, como também
substâncias moleculares polares.
Cloreto de sódio sendo solubilizado.
Já os derivados de petróleo são misturas de substâncias
cujas moléculas são formadas por carbono e hidrogênio,
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  • 1. Profa. Valquiria Rodrigues do Nascimento 2016
  • 2. • As moléculas formadas por ligações covalentes podem apresentar de dois a milhares de átomos.
  • 3. Os átomos se alinham formando formas geométricas em relação aos núcleos dos átomos. TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS DA CAMADA DE VALÊNCIA. (TRPEV) Pares de elétrons CV 2 3 4
  • 4.
  • 5. Moléculas com Dois átomos, iguais ou diferentes (diatômicas): Geometria Linear
  • 6. Moléculas com Três átomos (Triatômicas): Sem a presença de elétrons livres - Geometria Linear Com a presença de elétrons livres – Geometria Angular Linear Angular
  • 7. Moléculas com quatro átomos: Sem a presença de elétrons livres - Geometria Trigonal plana Com a presença de elétrons livres – Geometria Piramidal Trigonal plana Piramidal
  • 8. Moléculas com Cinco átomos: Sem a presença de elétrons livres - Geometria Tetraédrica Tetracloreto de carbono CCl4 Tetrabrometo de silício
  • 9.
  • 10.  POLOS: presença de cargas em determinada região  LIGAÇÔES IÔNICAS:  Toda ligação Iônica é POLAR!!! Na+ Cl-  cargas (polos) reais TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS
  • 11. • LIGAÇÔES COVALENTES • Compartilhamento de pares de elétrons. • A polaridade estará relacionada com a diferença de eletronegatividade e a consequente deformação da nuvem eletrônica.
  • 12. • Para moléculas diatômicas em que não há diferença de eletronegatividade: MOLECULA APOLAR
  • 13. • Para moléculas diatômicas em que há diferença de eletronegatividade: MOLECULA POLAR
  • 14. • Pode –se determinar a polaridade de uma molécula através do vetor momento dipolar resultante
  • 15. Geometria Condição: ligantes ao átomo central Polaridadee Linear Trigonal Plana Tetraédrica Iguais Apolar Diferentes Polar Angular Piramidal Iguais ou diferentes Polar
  • 16.
  • 18.
  • 19. Como você explica o fato de uma mesma substância poder se apresentar na forma sólida, líquida e gasosa?  É a intensidade da força entre as moléculas .
  • 20. Importante:  Quanto menos intensas forem as forças intermoleculares, mais volátil será a substância e menor será sua temperatura de ebulição.
  • 21. • A coesão da matéria nos estados físicos, sólido, líquido e gasoso é consequência da atração entre moléculas através das ligações intermoleculares (ligação entre moléculas). Aumento da intensidade das forças intermoleculares
  • 22. • As ligações intermoleculares são mais fracas do que as ligações interatômicas (ligações entre átomos que constituem as moléculas). O H H HH O O H H
  • 23. Forças intermoleculares mais fortes Maior ponto de fusão O H H O H H
  • 24. Quanto mais fortes as ligações intermoleculares, maior será a energia para romper as ligações entre moléculas, de forma que se dê a mudança de estado físico. O H H O H H
  • 25. • Entre moléculas; •Forças dipolo induzido – dipolo induzido, Forças de dispersão, Forças de London ou Forças de Wander Walls •Forças dipolo permanente – dipolo permanente •Ligações de hidrogênio
  • 26. • Acontece em moléculas APOLARES. • Em média , a nuvem eletrônica distribui-se de uma forma esférica à volta do núcleo. • O movimento do elétron, provoca num determinado instante um dipolo instantâneo. A Molécula apolar Dipolo instantâneo + -
  • 27. • Esta polarização é induzida à moléculas vizinhas, resultando daí forças de atração entre moléculas.
  • 28. • A ligação de London depende : - do número de elétrons; - do tamanho da molécula; B Molécula apolar Dipolo instantâneo + + -- - Dipolo induzido A A B +
  • 29. À medida que o raio atómico aumenta (aumento do nº de elétrons) 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
  • 30. Quanto maior as cadeias carbônicas mais interações de London existirão.
  • 31.
  • 32. • As ligações dipolo-dipolo estabelecem-se entre moléculas polares ( R  0 ).
  • 33. Você saberia dizer, das três moléculas citadas no exemplo (HCl, HBr, HI), qual teria temperatura de fusão e de ebulição mais alta? HCl massa 36 g/mol HBr massa 81 g/mol HI massa 127 g/mol
  • 34. O H H HH O O H H + - + + + + + - -  A ligação de H ( Hidrogênio ) é um caso particular da ligação diplo-dipolo.  As ligações de H estabelecem-se entre átomos pequenos e com eletronegatividades altas (F , O e N) e o átomo de H.
  • 35. • As ligações de H, são as mais fortes ligações intermoleculares.
  • 36. H H H H O S • 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. Gás ( 25º C ) Liquido ( 25º C ) LIGAÇÕES DIPOLO PERMANENTE
  • 37. H H H H S • Entre moléculas de H2S estabelecem-se ligações dipolo-dipolo. S
  • 38. • É necessário fornecer mais energia a água para romper essas ligações ( Hidrogênio ), daí , o seu ponto de ebulição ser maior. O H H HH O O H H + - + + + + + - -
  • 39.
  • 40.
  • 41. Capacidade de uma substância de se dissolver em outra. Soluto: substância minoritária, que é dissolvida Solvente: substância maioritária, que é dissolve o soluto.
  • 42. Solvatação: processo de dispersão molecular, isso implica na ruptura de ligações ou forças intermoleculares. Hidratação: processo de dispersão molecular, quando o solvente é a água.
  • 43. A água consegue dissolver tanto substâncias iônicas, que são sempre polares, como também substâncias moleculares polares. Cloreto de sódio sendo solubilizado.
  • 44. Já os derivados de petróleo são misturas de substâncias cujas moléculas são formadas por carbono e hidrogênio, denominados hidrocarbonetos. Quando ocorre vazamento de petróleo no mar, ele não se dissolve na água; portanto, os componentes da mistura são apolares.
  • 45. Resumindo: A regra é básica. Substâncias apolares dissolvem outras apolares; Substâncias polares dissolvem outras polares.