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Explicações sobre todas as interações intermoleculares.
Tipologia: Resumos
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Docente: Dominique Fernandes de Moura do Carmo Monitor (a): Daiana Thalisy da Silva Mitouso Itacoatiara – AM 2022
b) o tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho de uma molécula, ou maior a sua massa, maior será sua superfície, o que propicia um maior número de interações com outras moléculas vizinhas, acarretando TF e TE maiores. Em moléculas com mesmo tipo de interação: Quanto maior a massa e o tamanho da molécula, maiores as suas TE e TF.
2. Interações íon-dipolo Nesta situação a interação acontecem entre íons e dipolos de moléculas polares (são as interações que acontecem entre água e sal, por exemplo). Os íons positivos interagem com dipolos negativos, e os íons negativos interagem com dipolos positivos (Figura 3). Figura 3 : Interação intermolecular do tipo íon-dipolo. A interação íon-dipolo envolve um íon e uma molécula polar, de forma que as cargas que possuam caráter atrativo se aproximam. A hidratação ou solvatação é um exemplo de interação íon-dipolo. Quando um íon de carga positiva ou negativa está em solução, certo número de moléculas de água irá ser atraído e se arranjará ao redor desse íon, por causa das diferenças de cargas entre as moléculas de água e o íon. A orientação das moléculas de água ao redor desse íon dependerá da carga do mesmo, conforme representado na figura a seguir:
O conhecimento da polaridade e das forças intermoleculares é fundamental para entender propriedades, como temperaturas de fusão e ebulição, e solubilidade.
3. Dipolo-dipolo As forças dipolo-dipolo mantêm moléculas polares unidas. Como não apresentam uma carga efetiva (apenas dipolos), esse tipo de interação é mais fraca do que as forças íon-dipolo. As moléculas se organizam de modo a haver uma maior atração entre dipolos de carga contrária, e a menor repulsão entre dipolos de mesma carga. Se duas moléculas têm aproximadamente a mesma massa e o mesmo tamanho, as forças dipolo-dipolo aumentam com o aumento da polaridade. Figura 4 : Interação intermolecular do tipo dipolo-dipolo. Esse tipo de força intermolecular é característico de moléculas polares, no qual os dipolos permanentes de cada molécula se atraem. Exemplos de moléculas que interagem por forças dipolodipolo são o HCl, HBr, H2S, CO, HCCl3, SO2. 4. Ligação de hidrogênio A ligação de hidrogênio, por ser muito mais intensa, é um exemplo extremo da interação dipolo-dipolo, mas acontece comumente entre átomos de hidrogênio e flúor,
Ocorre entre moléculas POLARES, através da atração entre polos contrários. Ex: CO, HCCl3, SO2. Figura 6: Ligações dipolo permanente
6. Dipolo instantâneo- dipolo induzido Essa é a interação mais fraca de todas as forças intermoleculares. Ela acontece entre moléculas apolares, através da atração entre o núcleo do átomo de uma molécula e os elétrons de outra molécula. Por um breve instante, as nuvens eletrônicas ficam distorcidas, formando um dipolo (denominado dipolo instantâneo). Figura 7 : Interação intermolecular do tipo dispersão de London: O 2 , CO 2 , C 2 H 6. É causada pelo acúmulo de elétrons em determinada região da molécula. A distribuição de elétrons na eletrosfera das moléculas é uniforme. Contudo, em algum instante ocorre um acúmulo de cargas δ + e δ- (polos) nas extremidades, é aí que as forças dipolo-induzido aparecem. Geralmente, ocorrem em moléculas apolares, como o H2, CO2, CH4, Cl2, etc.
7. Ácidos e bases A palavra ácido provém do latim acidus, que significa azedo ou adstringente. Foi empregada originalmente para referir-se ao vinagre, fabricado desde as primeiras civilizações mediante a fermentação de sucos de frutas, especialmente uva, produzindo assim o vinho, que contém álcool etílico (CH3CH2OH). Ao deixar “azedar” o vinho, forma-se o vinagre, uma solução aquosa diluída de ácido acético (CH3COOH). As bases, por outro lado, têm sabor amargo e dão a impressão de serem escorregadias, como o sabão. A palavra base vem do inglês arcaico debase, que significa rebaixar, significando abaixar o valor de alguma coisa, por outro lado, a palavra álcali é proveniente do árabe al-qali, que significa cinzas de plantas. Ácidos e bases podem ser reconhecidos, e, portanto, classificados, por um conjunto de reações químicas específicas. Estas classificações de ácidos e bases são baseadas em reações químicas que muitas vezes têm uma aplicação geral, outras vezes se prestam para situações particulares de aplicações restritas. Definição de Brønsted–Lowry (1923) Em 1923 J. N. Brønsted e T. M. Lowry, independentemente propuseram as seguintes definições para ácidos e bases: Ácidos são substâncias que doam prótons ( H+^ ). Bases são substâncias que recebem prótons ( H+^ ). Ainda utilizando os exemplos do ácido clorídrico e do hidróxido de sódio, teremos, para a definição de Brønsted-Lowry: ( 1 ) As espécies químicas que diferem uma da outra pelo próton transferido formam um par ácido e base conjugados. Portanto, na equação acima HCl/Cl − constitui um par de ácido/base conjugado, designados como ácido1 e base1, assim como, H 3 O+
A definição pelo sistema de solvente considera que um ácido é uma substância que aumenta a concentração do cátion característico do solvente e base é uma substância que aumenta a concentração do ânion característico do solvente. Nos exemplos apresentados, equações químicas acima, o HClO 4 é um ácido porque aumenta a concentração de H 3 O+^ e NH 4 +^ que são os cátions característicos do solvente, água e amônia líquida. O íon carbonato é uma base porque aumenta a concentração de OH –^ que é o ânion característico do solvente, no caso água. Quantitativamente, pode-se tratar as constantes de equilíbrio características de sistemas formados por solventes não aquosos de forma análoga ao desenvolvido para os sistemas onde o solvente é a água. Por exemplo, se é a chamada constante do produto iônico da água, e é a constante do produto iônico de um solvente não-aquoso AB geral. Definição de Lewis (1923) Em 1923, o químico americano Gilbert N. Lewis propôs a definição do comportamento ácido-base em termos mais físicos, baseados em propriedades dos sistemas eletrônicos de átomos e moléculas. Os conceitos chaves do conceito de ácidos e base de Lewis é a capacidade de doação ou recepção de par de elétrons.
De acordo com Lewis, ácido é uma espécie capaz de receber par de elétrons, enquanto que a base é uma espécie capaz de doar par de elétrons. A capacidade de doar ou receber elétrons é formulada corretamente pelos resultados da Mecânica Quântica aplicada à sistemas atômicos ou moleculares. Alguns exemplos de reações ácido-base de Lewis são apresentados a seguir: Na reação química acima o íon H+^ não possui elétron e pode, assim, receber um par de elétrons; r outro lado, a molécula de água tem dois pares de elétrons não compartilhados. Um dos pares de elétrons da água pode ser compartilhado entre o íon H+^ e a molécula de H 2 O, formando uma ligação H 2 O⎯H, dando origem ao íon hidrônio (H 3 O+^ ). Um segundo exemplo é a reação química: Nesta reação, a molécula de amônia tem um par de elétrons não compartilhado, o qual é compartilhado entre o íon H+^ e NH 3 , formando uma ligação H 3 N⎯H, dando origem ao íon amônio (NH 4 +^ ). Um exemplo mais elaborado tem o íon cobalto(III) como um ácido para receber 6 moléculas de amônia (base), ou seja, seis pares de elétrons, e formar o complexo aniônico hexaaminocobalto(III):
