Geometrias e Intera

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Geometrias e Interações Químicas Moleculares

• Profª. Norilda Siqueira de Oliveira
• www.norildasiqueira.wikispaces.com

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Geometria Molecular

• É o estudo de como os átomos estão distribuídos
  espacialmente em uma molécula.
• 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.

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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 BF3 120º
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Pirâmide Trigonal 107,3º

• NH3

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Tetraédrica (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
• d        d- 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),( 1,2 e 3 com
  5,6 e 7)
• 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) e (H com 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 - CN 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 nome comercial do 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?
• A água é polar ou apolar?
• 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 3 ou 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 3, ensino médio. São Paulo
  Moderna, 2003.
• Google. Disponível em lthttp//images.google.com.br
  /imagesgt acesso em 27/06/2009.
• Disponível emlthttp//educacao.uol.com.br/quimica/gt
  acesso em 27/06/2009.