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Química

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by

Margarida Maia

on 18 February 2014

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Transcript of Química

Ligações Intermoleculares
Combustíveis, Energia e Ambiente
Ligação Química - Teoria de Lewis
Variação da Energia na Formação de uma Ligação Covalente
Geometria das Moléculas
Forças Intermoleculares
Polaridade das Moléculas
Solubilidade e ligações intermoleculares
Trabalho Realizado por:
Ana Teresa Silva
Alexandre Campos
Margarida Maia
FIM
São atrações e repulsões entre as moléculas; são de natureza eletrostática e são responsáveis pelo estado físico de uma substância;
Aumentam do estado gasoso para o estado liquido e do estado liquido para o estado sólido;

Os pontos de ebulição e fusão refletem as intensidades relativas das interações intermoleculares;
São mais fracas do que as forças intramoleculares (ligações covalentes e iónicas).
Quando se fala em simplesmente em forças intermoleculares, refere-se apenas às forças intermoleculares atrativas.
Existem 3 tipos de forças intermoleculares:
Interações
ião-dipolo
Na notação de Lewis representam-se os eletrões de valência de um átomo ou ião por pontos ou cruzes em torno do símbolo do elemento correspondente.
O número de ligações que um átomo forma pode ser explicado, simplesmente, se conhecermos o número de eletrões necessários para que esse átomo adquira a configuração eletrónica de um gás nobre- regra do octeto.
Regra do octeto - um átomo tem tendência a adquirir, perder ou partilhar eletrões até ficar com oito eletrões na sua camada mais externa - camada de valência.
Ligações
Químicas
Ligações
Iónicas
Ligações
Covalentes
Transferência de eletrões
Partilha de eletrões
Ligações simples, duplas e triplas
Em geral, quanto maior é a ordem de ligação, mais forte é a ligação e, portanto , maior é a energia de ligação e menor o comprimento de ligação
A geometria molecular baseia-se na forma espacial que as moléculas assumem pelo arranjo dos átomos ligados.

Assim, cada molécula apresenta uma forma geométrica característica da natureza das ligações (iónicas ou covalentes) e dos constituintes (como eletrões de valência e eletronegatividade), logo, esta geometria é determinada pelas posições relativas dos núcleos dos átomos que a constituem.
Modelo da repulsão dos pares electrónicos da camada de valência (RPECV)
O modelo da repulsão dos pares eletrónicos aponta que os pares eletrónicos (eletrões de valência, ligantes ou não) do átomo central se comportam como nuvens eletrónicas que se repelem e, portanto, tendem a manter a maior distância possível entre si.
A repulsão dos pares eletrónicos (ligantes ou não) variam da seguinte forma:

Não ligante-não ligante > ligante-não ligante > ligante-ligante
Mas, como as forças de repulsão electrónicas não são suficientes para quebrar a ligação entre os átomos, essa distância é verificada por um ângulo formado entre eles.

O ângulo de ligação depende:
Do tamanho dos átomos que estabelecem as ligações;
Da existência ou não de pares de electrões não-ligantes no átomo central;
Do número de pares de electrões não-ligantes;
A polaridade de uma molécula depende da geometria dessa molécula e da polaridade das ligações nessa molécula contudo, a polaridade também influencia as propriedades físicas da substância correspondente.
Eletronegatividade
Eletronegatividade - medida de tendência de um átomo atrair os eletrões da ligação quando está ligado.

A eletronegatividade (E) de um átomo tem um valor tanto maior quanto maior for a sua energia de ionização (I) e quando maior for a sua afinidade eletrónica (A.E), sendo uma grandeza que não pode ser calculada diretamente, havendo assim métodos indiretos para esse efeito.
Ligações polares
e
apolares
O dipolo é o conjunto de duas cargas de igual módulo e sinais contrários, q e –q, separadas por uma distância, r.
Ligação covalente apolar ou pura

Aquando uma ligação covalente, os átomos que possuem igual eletronegatividade sendo a partilha de eletrões equitativa e a nuvem electrónica simétrica.
Ligação covalente polar


Quando se ligam átomos de diferentes eletronegatividades, os eletrões partilhados passam mais tempo do lado do átomo do elemento mais eletronegativo, ficando a nuvem electrónica assimétrica.
A diferença de eletronegatividade entre dois átomos ligados covalentemente determina a polaridade da ligação, ou seja, o grau de separação das cargas na ligação.

A separação da carga numa ligação covalente cria um dipolo elétrico.

Numa ligação covalente apolar, µ = 0;
Numa ligação covalente polar, µ ≠ 0;
Moléculas diatómicas homonucleares (átomos do mesmo elemento),não possuem momentos dipolares, logo, são apolares;
Moléculas diatómicas heteronucleares(átomos de elementos diferentes), têm momentos dipolares, logo, são polares por ser diferente de zero.
O momento dipolar de moléculas constituídas por três ou mais átomos depende da polaridade das ligações e da geometria da molécula.
Quando há várias ligações polares, o vetor momento dipolar resultante, µr, é igual à soma vetorial dos momentos dipolares componentes .

µr=µ1+µ2+µ3+µ3…
µr=0, a molécula é apolar.
µr≠0, a molécula é polar.
Fórmulas de estrutura para moléculas e iões poliatómicos
Procedimento :
Contar os eletrões de valência dos átomos. Se a espécie for um anião, adicionar um eletrão por cada carga negativa ou subtrair um eletrão por cada carga positiva.
Colocar um par de eletrões em cada ligação.
Complementar o octeto dos átomos que rodeiam o átomo central ( no caso do hidrogéneo será apenas dueto)
Colocar os pares de eletrões que restam no átomo central.
Se o átomo central tiver menos de oito eletrões , formar ligações múltiplas de modo a que cada átomo fique com quatro pares de eletrões.
Exceções à regra do octeto:

Moléculas com deficiência de eletrões;
Moléculas com excesso de eletrões;
Moléculas com número ímpar de eletrões.
Quando os átomos estão suficientemente afastados não interagem entre si - a energia potencial é nula.
Quando os átomos se aproximam, as atrações aumentam mais que as repulsões - prevalecem as atrações e a energia potencial diminui.
Quando se forma a molécula há um equilíbrio entre as atrações e as repulsões – a energia potencial é mínima e a estabilidade é máxima, alcançando-se a distância intermolecular de equilíbrio.
Se os átomos se aproximarem mais, as repulsões aumentam, o sistema torna-se menos estável e os átomos voltam a afastar-se ate à distancia intermolecular de equilíbrio.
Forças de van der Waals
(Interações e
ntre dipolos)
Forças de Keesom


Interações
dipolo permanente – dipolo permanente
Desenvolve-se entre moléculas polares (HCl) (moléculas com cargas parciais opostas).
•Os dipolos têm tendência a orientar-se de tal modo que a carga parcial negativa de uma molécula esteja próxima da carga parcial positiva de outra molécula.
•Representação da orientação preferida de um conjunto de moléculas polares, por ser minimizada a energia do sistema;
Características:

Aumentam como o aumento do momento dipolar das moléculas
Diminuem com o aumento da distância entre moléculas
Diminuem com o aumento da temperatura
Forças de Debye


Interações dipolo permanente – dipolo induzido
Dipolos Induzidos – dipolos que se “criam” nas moléculas apolares devido à presença de moléculas polares, quando se misturam substâncias constituídas por moléculas polares com substâncias constituídas por moléculas apolares. São geralmente fracas.
Características:

Aumentam com o momento dipolar da molécula polar;
Diminuem com o aumento da distância entra as moléculas;
São independentes da temperatura.
Forças de dispersão de London


Interações dipolo instantâneo - dipolo induzido
São explicadas pela existência de dipolos instantâneos em qualquer átomo ou molécula como consequência das deformações instantâneas e aleatórias das nuvens eletrónicas. Os dipolos instantâneos provocam nas moléculas vizinhas dipolos induzidos.
Polarizabilidade – parâmetro molecular que determina a intensidade das forças de London, indicando a facilidade com que a molécula se polariza (forma um dipolo) sob ação de um campo elétrico (de uma carga elétrica vizinha).
Depende do número de eletrões (influencia o tamanho da molécula) e a forma da molécula – quanto maior é o número de eletrões da molécula, mais deformável ela é e maior a sua polarizabilidade.
Ligações de Hidrogénio
Carácter intermédio entre as forças de van der Waals e a ligação covalente.

Formam-se quando se reúnem as seguintes condições:
Existência de átomos de hidrogénio ligados a átomos de elementos muito eletronegativos e de pequeno tamanho (flúor, oxigénio ou azoto);
Existência de outras moléculas com átomos muito eletronegativos, de pequeno tamanho, que tenham pares de eletrões não ligantes (flúor, oxigénio e azoto);
Como o átomo de hidrogénio ligado a um átomo muito eletronegativo fica quase desprovido de eletrões, o respetivo núcleo exerce uma atração forte um par de eletrões isolado de uma molécula vizinha;
Forças entre os iões do composto iónico e as moléculas polares do solvente. São quanto mais fortes quanto mais pequenos forem os iões e quanto maiores forem as respetivas cargas.
Solvatação – interação ião-solvente em que cada ião se rodeia de moléculas polares do solvente.



Num solvente não polar ou pouco polar, as interações ião-solvente são muito fracas. No entanto, os iões do soluto podem polarizar as moléculas do solvente, provocando nestas dipolos induzidos, estabelecendo-se assim interações ião-dipolo induzido.
A solubilidade de um soluto num solvente depende:

forças entre as partículas do soluto anteriores à dissolução – forças soluto-soluto;
forças entre moléculas do solvente antes da dissolução – forças solvente-solvente;
forças estabelecidas entre as partículas do soluto e do solvente durante o processo de dissolução – forças soluto-solvente.
“Semelhante dissolve semelhante”


um solvente dissolverá bem um soluto se tiverem propriedades semelhantes. (solventes polares tendem a dissolver bem os solutos iónicos e polares e solventes não polares tendem a dissolver solutos não polares)
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