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

Linear Angular

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

POLAR

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

H H 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

H H 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 S

• 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

H H 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, denominados hidrocarbonetos. Quando ocorre vazamento de petróleo no mar, ele não se dissolve na água; portanto, os componentes da mistura são apolares.

Resumindo:

A regra é básica. Substâncias apolares dissolvem outras apolares; Substâncias polares dissolvem outras polares.