Forças Intermoleculares - Parte 2

EXERCÍCIOS

1) As forças intermoleculares são responsáveis por várias propriedades físicas e químicas das moléculas, como, por exemplo, a temperatura de ebulição. Considere as moléculas de F₂, Cl₂ e Br₂.

• Quais as principais forças intermoleculares presentes nessas espécies? Justifique
• Ordene essas espécies em ordem crescente de temperatura. Justifique:

2) Observe a tabela abaixo:

Substância	PE oC
CH4	-164
CH3CH2CH2CH3	-0,5
CH3CH2CH2CH2OH	+118

Por que o ponto de ebulição aumenta conforme indica a tabela?

3) Considere as moléculas de CO₂, NH₃, N₂, CH₄ e SF₂. Determine:

• A geometria de cada molécula:
• Quais as moléculas possuem ligações covalentes polarizadas?
• Quais moléculas são polares?

Fenômeno da capilaridade e da tensão superficial

• Tensão Superficial da Água: uma propriedade que faz com o líquido se comporte como se tivesse uma membrana elástica em sua superfície. Este fenômeno pode ser observado em quase todos os líquidos, e é o responsável pela forma esférica de gotas ou bolhas do líquido.
• A razão é que as moléculas de água interagem muito mais fortemente com suas vizinhas do que com as moléculas do ar, na interface. As moléculas que estão no interior da gota, por exemplo, interagem com outras moléculas em todas as direções; as moléculas da superfície, por outro lado, interagem somente com moléculas que estão nas suas laterais ou logo abaixo.
• Este “desbalanço” de forças intermoleculares faz com que estas moléculas, da superfície, sejam atraídas para o interior do líquido. Para se remover estas moléculas da superfície é necessário uma certa quantidade mínima de energia - a tensão superficial.

FILMANDO ÁTOMOS

• Agora, cientistas da Universidade de Delft, Holanda, deram um passo adicional e conseguiram "filmar" o movimento coletivo de átomos de ouro sobre uma superfície. A base de seu novo equipamento é um microscópio do tipo HREM ("High Resolution Electron Microscope": microscópio eletrônico de alta resolução). Como em todas as pesquisas desse tipo - e o que explica o nascimento do novo campo dos nano-microscópios - os cientistas referem-se ao seu sistema de imageamento como um "microscópio eletrônico modificado".
• O experimento foi feito colocando-se alguns átomos de ouro sobre uma superfíce sólida também de ouro. O grupo de átomos formou uma superfície de deslocamento, uma linha extra de átomos sobre a superfície. A seguir, eles se moveram coletivamente e simplesmente "afundaram" na camada de átomos da parte sólida.
• Além do funcionamento do próprio nano-microscópio, a experiência mostrou aos cientistas um mecanismo que poderá ser uma forma eficiente de se transportar átomos, levando-os da superfície até as camadas superiores e até interiores de outros materiais.
• A teoria prevê que, para "mergulhar" no interior de um material, um átomo deverá primeiro enfrentar uma barreira energética. O tipo de transporte por superfície de deslocamento não apresenta essa barreira, facilitando o funcionamento do novo mecanismo de transporte.
• O novo nano-microscópio por enquanto só funciona nas condições muito controladas do laboratório. Mas os cientistas acreditam poder dar-lhe a robustez necessária para que ele chegue ao mercado nos próximos cinco anos.
• Então, com a nano-microscopia espalhando-se pelos demais laboratórios, será possível acompanhar os processos biológicos em tempo real. Outro exemplo de sua utilização está na pesquisa de catalisadores, já que as reações químicas poderão ser acompanhadas passo-a-passo.

Material fornecido pelo professor Rogério Santejano.

Postado por Eliane luz Pereira às 12:40

Forças intermoleculares - Parte 1

FORÇAS INTERMOLECULARES

Qual o motivo das três substâncias a seguir possuírem Ponto de Ebulição tão diferentes?

N₂= -196°C

CH₄= -164°C

H₂O= +100°C

Seria a massa de suas moléculas?

Seria a geometria molecular?

O gelo é menos denso que a H₂O, mas o que há na estrutura do gelo que o torna menos denso?

Afinal, o esperado é que a estrutura sólida fosse mais densa.

Essas perguntas serão respondidas a seguir.

LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR

Ocorre quando o par de elétrons da ligação é compartilhado igualmente, ou seja, os dois tem a mesma eletronegatividade.

Ex.: H₂, N₂, O₂

H•    H•

Então podemos concluir que ligação covalente apolar ocorre entre átomos de mesma eletronegatividade, ou com diferença muito pequena de eletronegatividade.

LIGAÇÃO COVALENTE POLAR

Ocorre quando o par de elétrons não é atraído igualmente pelos dois átomos, ou seja, o mais eletronegativo traz o par de elétrons da ligação mais para o seu lado. Essas cargas são representadas pela letra delta.

Ex.: HCl

H•   Cl•

OBSERVAÇÃO: Quanto maior for a diferença de eletronegatividade, maior será a polarização da ligação.

Então podemos concluir que ligação covalente polar ocorre entre átomos de eletronegatividades diferentes.

MOLÉCULAS COM VÁRIAS LIGAÇÕES POLARES

Molécula com dipolo elétrico – Possuem a capacidade de orientar-se em um campo elétrico. O dipolo elétrico também permite que a molécula seja capaz de atrair moléculas polares vizinhas.

POLARIDADE EM MOLÉCULAS

Uma ligação polarizada pode ser representada por um vetor μ, uma vez que uma grandeza vetorial precisa ter modulo, direção e sentido. No caso da ligação polarizada, o módulo esta relacionado a carga elétrica do dipolo. A direção é a reta que passa pelos pontos que representam os núcleos dos átomos ligados; o sentido pode ser convencionado, por exemplo do átomo mais eletronegativo para o menos eletronegativo.

Se μ = 0 – Molécula e apolar

Se μ ≠ 0 – Molécula e polar

Nas moléculas com mais de 2 átomos a polaridade e decidida pela soma dos vetores de polarização.

FORÇAS DE VAN DER WAALS

Surgem das interações de moléculas polares e também das moléculas apolares. Quando duas ou mais moléculas se aproximam, surgem forças de atração entre elas. Essas forças tem origem na presença de dipolos permanentes ou temporários nas moléculas. A intensidade das forças de Van der Waals depende de dois fatores:

MOLÉCULAS POLARES

São portadoras de dipolos permanentes, se atraem orientando devidamente seus dipolos.

Essas interações são do tipo:

Dipolo permanente – dipolo permanente

As forças intermoleculares interferem diretamente nos PE das substâncias.

Ex.: HF = + 20°C HCl = -85°C

Quando um líquido entra em ebulição rompem-se as interações intermoleculares e não as ligações covalentes.

MOLÉCULAS APOLARES

Atraem-se por meio de dipolos temporários ou induzidos. Esses dipolos também são chamados de forças de London, surgem quando duas moléculas apolares se aproximam o suficiente para que ocorra uma deformação na eletrosfera da molécula, ocasionando o aparecimento de dipolos temporários. Para que tenham uma intensidade razoável, e necessário que as moléculas estejam muito próximas. Quanto maior o número de elétrons na molécula apolar, maior sua possibilidade de ser polarizada temporariamente. Este fato também reflete na TE das substâncias.

As Forcas de London existem em quaisquer tipos de moléculas, mas entre as moléculas apolares esse é o único tipo de interação existente. Nas moléculas polares, essas forças apenas se adicionam as interações, mais fortes, já existentes.

Substância	Fórmula	Polaridade	No de elétrons	PE
Gás Hidrogênio	H2			-253
Gás Oxigênio	O2			-183
Etano	C2H6			-89
Tetracloreto de carbono	CCl4			+77

LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO

Substância	Fórmula	Número de elétrons	PE oC
Óxido de Hidrogênio	H2O	10	?
Sulfeto de Hidrogênio	H2S	18	-61
Seleneto de Hidrogeno	H2Se	36	-42
Telureto de Hidrogênio	H2Te	54	-2

Para compreender o fato, é necessário observar a diferença de polaridade das moléculas. Nas 03 últimas substâncias a diferença de eletronegatividade entre o H e os calcogênios é pequena, ou seja, as ligações são pouco polarizadas. Porém a ligação H-O é fortemente polarizada. Assim as moléculas de água se atraem formando “redes”, o que deu origem a expressão ligações de hidrogênio (antes denominadas pontes de hidrogênio).

Sempre que o átomo de hidrogênio estiver diretamente ligado a um átomo muito eletronegativo (F, O, N) poderá aparecer ligações de hidrogênio.

Fórmula	Número de elétrons	PE oC
HF	10	+20
HCl	18	-85
HBr	36	-67
HI	54	-35

ESTUDANDO OS PONTOS DE EBULIÇÃO

	Que apresentem a mesma força intermolecular	O PE mais elevado será o da que apresentar maior número de elétrons por molécula.
Comparando duas substâncias moleculares
	Que tenha aproximadamente o mesmo número de elétrons por molécula	O PE mais elevado será o da que apresentar a força intermolecular mais intensa.

SOLUBILIDADE

O tipo de ligação química, além de definir as temperaturas de fusão e ebulição das substâncias, também influi em outras propriedades. Uma delas é a solubilidade de uma substância em outra.

Ex.: Álcool etílico se dissolve na água e também na gasolina.

Embora haja exceções, com base nessas observações estabelecemos como regra geral:

Semelhante dissolve semelhante.

Isto significa que íons e moléculas polares tendem a se juntar, assim como as moléculas apolares entre si.

CONCLUSÕES

• Uma interação dipolo permanente – dipolo permanente, por exemplo, tem em média apenas 1% da intensidade de um ligação covalente.
• No entanto, é das forças intermoleculares que dependem propriedades como PF, PE densidade.
• A intensidade dessas forças depende de dois fatores principais:
• A polaridade da molécula – quanto mais polarizada a molécula, maior a força intermolecular e, consequentemente, maior o PE;
• O número de elétrons da molécula – quanto mais elétrons tiver a molécula, mais facilmente deformável ela será e mais intensas serão suas interações com as moléculas vizinhas.
• Moléculas polares e apolares associam-se por meio das forças de Van der Waals.
• Em alguns casos, a temperatura de ebulição contraria as previsões. Isso ocorre nas moléculas em que átomos de hidrogênio estão diretamente ligados a átomos muito eletronegativos de flúor, oxigênio e de nitrogênio. Essas ligações de hidrogênio, cujas moléculas possuem conexões muito fortes, são responsáveis por PE elevados.
• Ligações de Hidrogênio › Interações dipolo permanente – dipolo permanente › dipolo induzido – dipolo induzido.

Material fornecido pelo professor Rogério Santejano.

Postado por Eliane luz Pereira às 12:37

Aulas práticas do mês de abril - Escola Bento Gonçalves

     Nesta semana, foram realizadas aulas práticas de laboratório na Escola Bento Gonçalves, localizada no bairro Mathias Velho em Canoas. As turmas do oitavo ano foram levadas ao laboratório de ciências da escola para a realização das seguintes práticas:

- Identificação de misturas e métodos de separação;

- Apresentação, identificação e função das vidrarias de laboratório;

- Modelos atômicos, com demonstração prática da queima de magnésio metálico.

     Esta aula foi ministrada pelo professor de Química e Ciências Eduardo Lopes, com a colaboração do projeto PIBID. Três das cinco turmas do oitavo ano realizaram estes experimentos acompanhados por mim e pelo professor Eduardo, que planejou e aplicou as técnicas de laboratório para despertar o interesse científico nos alunos.

     A aula teve a duração de dois períodos de 50 minutos cada, com entrega de trabalhos referentes à todas as práticas. Curioso acrescentar: todos os alunos estavam vestidos apropriadamente para a realização das práticas e demonstraram um comportamento exemplar em laboratório.

     A satisfação foi tanta, que serão realizadas mais aulas práticas durante o ano letivo, visando novamente o total aproveitamento e o interesse das turmas abrangidas. 

Milena Capra - Bolsista do projeto PIBID

Bem vindos ao blog do grupo de química do Unilasalle Canoas. Aqui você encontrará informações, notícias e curiosidades sobre os projetos que estão em andamento nas escolas de Canoas - RS contempladas pelo projeto PIBID.