geometria molecular e interações químicas moleculares andré
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uímica
A D É
N R
PROFESSOR
Educarte
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Geometria Molecular e Interações Químicas Moleculares
Prof. André PortugalProf. André Portugal
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Geometria Molecular É o estudo de como os átomos estão distribuídos
espacialmente em uma molécula. Dependendo dos átomos que a compõem. As principais classificações são: linear, angular,
trigonal plana, piramidal e tetraédrica. Para se determinar a geometria de uma molécula, é
preciso conhecer a teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência.
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VSEPR (repulsão dos pares de elétrons da camada de valência)
Baseia-se na idéia de que pares eletrônicos da camada de valência de um átomo central, estejam fazendo Ligação química ou não, se comportam como nuvens eletrônicas que se repelem, ficando com a maior distância angular possível uns dos outros.
Uma nuvem eletrônica pode ser representada por uma ligação simples, dupla, tripla ou mesmo por um par de elétrons que não estão a fazer ligação química.
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Geometria Molecular
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Linear l80º
HCl HBr
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Linear 180º CO2
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Angular 104,5º H2O
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Trigonal Plana D BF3 120º
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Pirâmide Trigonal E 107,3º NH3
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Tetraédrica F (CH4) 109,5º
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Linus Pauling Prêmio Nobel de
Química em 1954 e da Paz em 1962.
Famoso por suas pesquisas sobre estruturas moleculares e pela luta contra as armas nucleares.
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Conceito de Eletronegatividade
Eletronegatividade é a tendência que o átomo de um determinado elemento apresenta para atrair elétrons, num contexto em que se acha ligado a outro átomo.
Fui Ontem No Clube Brasil I Só Comi Pão Húngaro Metais
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Valores de Eletronegatividade
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Polaridade das Ligações
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Ligação Polares e Apolares Ligação covalente polar ∆ = 4,0 – 2,1 = 1,9 δ+ δ-
H ─ Cl *Como o Cloro é mais eletronegativo, atrai para si o pólo com carga positiva.
Ligação covalente apolar ∆ = 2,1 -2,1 = 0
H ─ H * Possuem a mesma eletronegatividade.
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Ligação Iônica X Ligação Covalente
Ligação iônica : Doação e recebimento de elétrons. (metais com não metais),( 1,2e3 com 5,6 e7)
Valores de ∆ acima de 2 indica ligação com caráter iônico.
KCl ∆ = 3,0 – 0,8 = 2,2 (IÔNICA) NaCl ∆ = 3,0 – 0,9 = 2,1 (IÔNICA)
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Ligação Iônica X Ligação Covalente
Ligação Covalente: Compartilhamento de pares de elétrons. (Não metais)
Valores de ∆ abaixo de 1,5 indica ligação com caráter predominantemente covalente.
Cl2 ∆ = 3,0 – 3,0 = zero (COVALENTE APOLAR)
BrCl ∆ = 3,0 – 2,8 = 0,2 (COVALENTE POLAR) ICl ∆ = 3,0 – 2,5 = 0,5 (COVALENTE POLAR) HCl ∆ = 3,0 – 2,1 = 0,9 (COVALENTE POLAR)
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Polaridade das Moléculas
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Polaridade de moléculas A polaridade de uma molécula é verificada pelo valor do
momento de dipolo →µ A polaridade de moléculas com mais de dois átomos é
expressa por: →µR (momento dipolo resultante).
H2 H─H geometria linear →µ = zero Apolar
HF H ─F geometria linear →µ ≠ 0 Polar CO2 O═C ═ O geometria linear →µ = 0 Apolar
HCN H ─ C≡N geometria linear →µ ≠ 0 Polar
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Polaridade das moléculas Amônia(NH3) Polar H2O Polar
CH4 Apolar HCCl3 Polar
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Compostos Orgânicos
Polares: Metanol, etanol, propanona.
Apolares: Derivados direto do petróleo: gasolina, benzina, benzeno, óleo diesel, óleo lubrificante, parafina, vaselina, óleos de origem animal ou vegetal.
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Polaridade de Moléculas Orgânicas
A polaridade das moléculas orgânicas são feitas analisado o momento dipolar resultante. →µR (momento dipolo resultante).
Grupos polares: ─OH ─NH2 ─COOH
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Moléculas Orgânicas
Etanol Polar Propan-2-amina Polar
Gasolina C8H18 Apolar Tetracoreto de carbono Apolar
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Polaridade e Solubilidade
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Polaridade e Solubilidade
Semelhante dissolve semelhante.Soluto polar tende a dissolver bem em
solvente polar.Soluto apolar tende a dissolver bem em
solvente apolar.
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Exemplo
Dentre as substâncias qual dissolve melhor em água?
Qual tem diferença de eletronegatividade? Gás oxigênio(O2 ) Gás Ozônio (O3) Gás Nitrogênio (N2)
Dióxido de Carbono(CO2) Àcido Clorídrico(HCl)
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Polaridade e Solubilidade
A solubilidade diminui com o aumento da cadeia.
Os álcoois até 3ou 4 carbonos são bastante solúveis devido a presença da hidroxila.
Essa solubilidade do álcool diminui a medida que o número de carbono aumenta.
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Solubilidade e Tamanho da Cadeia
H3COH
H3CH2OH
H3CCH2CH2OH
H3CCH2CH2CH2OH
H3CCH2CH2CH2CH2OH
H3CCH2CH2CH2CH2CH2OH
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Grupo Hidrófobo e Hidrófilo
Nonanoato de sódio
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Vitaminas Lipossolúveis
Vitamina D Vitamina E
Vitamina A
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Vitaminas Hidrossolúveis
Vitamina C
ff
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Força de Interação ou Ligação Intermolecular
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Força de Interação ou Ligação Intermolecular
O que mantêm as moléculas unidas nos três estados (sólido, líquido e gasoso) são as chamadas ligações ou forças ou interações moleculares.
São três tipos de forças: Ligação de Hidrogênio Dipolo permanente ou dipolo-dipolo (DD) Dipolo instantâneo (DI), força de van der Waals
ou força de dispersão de London
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Estados de agregação de uma substância
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Ligação de Hidrogênio
São interações que ocorrem entre moléculas que apresentem H ligados diretamente a F O ou N. (EX: NH3 – H2O -HF)
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Ligação de Hidrogênio
Ligação covalente e de hidrogênio
Ligação de hidrogênio rompendo
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Dipolo Dipolo
Força de atração entre dipolos, positivos e negativos.
Ex: HCl -HI - PCl3
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Dipolo Induzido ou van der Waals
Ocorrem em todas as substâncias polares ou apolares
F2, Cl2, Br2, I2, hidrocarbonetos
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Forças Intermoleculares e Ponto de Ebulição
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Forças Intermoleculares e Ponto de Ebulição
Quando uma substância á aquecida e passa do estado líquido ou sólido para o estado gasoso ocorre o rompimento de ligação intermolecular.
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Força de ligação e Ponto de Ebulição
Ligação de Hidrogênio: HF- H2O - NH3
Ligação Dipolo Dipolo: HCl – HBr – HI
Ligação de Dipolo-instantâneo ou DI: F2, Cl2, Br2, I2
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Ponto de Ebulição e Tamanho da Cadeia
H3CCH2CH2CH2CH2CH2OH
H3CCH2CH2CH2CH2OH
H3CCH2CH2CH2OH
H3CCH2CH2OH
H3CH2OH
H3COH
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Ponto de Ebulição
Numa cadeia de massa igual a menos ramificada é mais estável porque aumenta a extensão para a atuação das forças intermoleculares.
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Bibliografia Peruzzo, Francisco Miragaia. Química na
abordagem do cotidiano: volume 2, ensino médio. São Paulo: Moderna, 2003.
Google. Disponível em <http://images.google.com.br/images> acesso em 27/06/2009.
Disponível em<http://educacao.uol.com.br/quimica/>acesso em 27/06/2009.