Fundamentos

de

Química

2ª parte

Densidade electrónicana molécula de H2

Densidade electrónica namolécula de HF

H F FH

Ligação covalente polar ou ligação polar ― ligação covalente com maior densidade electrónica na vizinhança de um dos átomos.

região ricaem electrõesregião pobreem electrões e– ricae– pobre

δ+ δ–

Electronegatividade

Aumento da electronegatividade

Aum

ento

dael

ectr

oneg

ativ

idad

e

Variação da electronegatividadecom o número atómico

Covalente

partilha e–

Covalente polar

transferênciaparcial de e–

Iónica

transferência e–

Aumento da diferença na electronegatividade

Classificação das Ligações pelaDiferença na Electronegatividade

Diferença Tipo de Ligação

0 Covalente≥ 2 Iónico

0 < e < 2 Covalente polar

Classifique as seguintes ligações como iónicas, covalentes polares ou covalente: a ligação em CsCl; a ligação em H2Se a ligação NN em H2NNH2.

Cs – 0,7 Cl – 3,0 3,0 – 0,7 = 2,3 Iónica

H – 2,1 S – 2,5 2,5 – 2,1 = 0,4 Covalente polar

N – 3,0 N – 3,0 3,0 – 3,0 = 0 Covalente

Diferença de electronegatividades

Car

ácte

r ión

ico

Ligações covalentes

Ligações iónicas

Ligaçõescovalentes e

iónicas

Momentos Dipolares e Moléculas Polares

H F

região ricaem electrõesregião pobreem electrões

δ+ δ−μ = Q × r

Q = carga

r = distância entre cargas

1 D (debye) = 3,36 × 10–30 C m

Momento dipolar:

Momentos Dipolares

Momento dipolar de 1.46 D

Momentodipolar de 0.24 D

Estados da Matéria

Tem

pera

tura

Temperaturas de ebulição

Período da Tabela Periódica

Tem

pera

tura

de

ebul

ição

/ ºC

Forças Intermoleculares

Sólido Líquido Gás

Forma definida Forma do recipiente Forma do recipiente

Volume definido Volume definido Volume do recipiente

Densidade elevada Densidade elevada Densidade baixa

Incompressível Levemente compressível Muito compressível

Forças Intermoleculares

de van der Waals

pontes de hidrogénio

repulsivas

Forças Intermoleculares

Forças intermoleculares ― forças atractivas entre moléculas.

Forças intramoleculares ― forças que mantêm os átomos unidos numa molécula.

Intermolecular vs. Intramolecular

• 41 kJ para vaporizar 1 mole of água (inter).

• 930 kJ para quebrar todas as ligações O―H em 1 mole of água (intra).

Geralmente,as forças inter-moleculares são muito mais fracas do que as forças intramoleculares

Forças Intermoleculares

0F =r

0F ≠r

Forças de van der Waals

Forças de Keesom(dipolo permanente-dipolo permanente)

Forças de Debye(dipolo permanente-dipolo induzido)

Forças de London(dipolo instantâneo-dipolo induzido)

Forças Intermoleculares

Forças dipolo-dipolo ― forças atractivas entre moléculas.

Orientação das moléculas polares num sólido

Forças Intermoleculares

Forças ião-dipolo ― forças atractivas entre um iãoe uma molécula polar.

Interacção ião-dipolo

Forças Intermoleculares

Forças de dispersão ― forças atractivas que surgem como resultado de dipolos temporários induzidos nos átomos ou nas moléculas.

Interacção ião-dipolo induzido

Interacção dipolo-dipolo induzida

Catião Dipolo induzido

Dipolo induzidoDipolo

Forças de Keesom(dipolo permanente-dipolo permanente)

Forças de Debye(dipolo permanente-dipolo induzido)

Forças de London(dipolo instantâneo-dipolo induzido)

+- - +

r 20r4

qqf

πε= −+

+- +- - +

6

IL

r

LEE α=

+-

+- +- +-

6

2

D

r

DE αμ=α - polarizabilidade

KT

'kE4

Kμ

=

μ - momento dipolar

Forças de dispersão

Polarizabilidade é a facilidade com que a distribuição electrónica do átomo (ou molécula) pode ser distorcida.

A polarizabilidade aumenta:

• com o aumento do número de electrões;

• quanto mais difusa for a nuvem electrónica.

As forças de dispersão aumentam geralmente com a massa molar.

Forças de van der Waals

CF4CCl4CBr4CI4

Tf /ºC

-150

-23

90

171sólidos

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Tf /ºC

-269

-249

-189

-157

-112

Teb /ºC

-269

-246

-186

-152

-108

Gases raros

gás

líquido

Forças de van der Waals

14.79.0

16.821.925.9

8.498.74

EL

13.336.4

3.310.69

0.025

-

Forças de van der Waals

Metano

Etano

Propano

Butano

Pentano

Hexano

Heptano

Octano

Nonano

Decano

Tf / ºC

-183

-172

-157

-135

-130

-94

-91

-56

-54

-30

Teb / ºC

-161

-88

-42

-0.6

36

69

98

126

151

174

CH4C2H6C3H8C4H10C5H12C6H14C7H16C8H18C9H20C10H22

Gases

Líquidos

Pontes de hidrogénioO N F

com H

Álcool etílico

Óxido de etileno

CH3CH2OH

CH2 CH2

O

Teb / ºC MM / g mol-1 μ / D α / m3

46

44

1.72

1.92

5.2x10-18

5.2x10-18

Álcool metílico

Fluoreto de metilo

32

34

1.72

1.83

3.0x10-18

3.8x10-18

Teb / ºC MM / g mol-1 μ / D α / m3

CH3OH

CH3F

79

11

65

-78

Por que razão a ligação de hidrogénio é considerada uma interacção dipolo-dipolo «especial»?

Aumento da massa molarDiminuição do ponto de fusão

Pontes de hidrogénio

OH H

OH H

OH H

OH H

OH H

OH H

OH H

OH H

OH H

OH H

OH H

OH H

OH H

OH H

OH H

ForçasIntermoleculares

Forças de pontes de hidrogénio

Gelo flutua na água

Benzeno sólido não flutua em

benzeno

O gelo é menos denso que a água

Densidade máxima 40C

A água é uma substância única!

Estrutura 3-D do gelo

Forças de pontes de hidrogénio

Densidade do geloé menor que a densidade daágua gelada

Forças de pontes de hidrogénio

guanina

timinaadenina

citosina

DNA

SólidosAmorfos

Cristalinos

Sólidos iónicos

Sólidos de rede

Sólidos moleculares

Sólidos metálicos

Sólidos

interacções electrostáticas

ligações covalentes

forças de vdW, pontes de hidrogénio

ligações metálicas

Sólidos metálicos

Sólidos iónicos

NaCl

Sólidos de rede

C - diamante SiO2

O O O

HH

HHH H

Sólidosmoleculares

HFH2O

Condutividade eléctrica

Res

istê

ncia

el

éctr

ica

Temperatura

≈isolante

semicondutorsupercondutor

condutor metálico

Teoria de bandas

Semicondutores de Si dopados

Si dopado com P Si dopado com B

Semicondutor tipo n Semicondutor tipo p