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Relatório Líquidos e Sólidos
Tipologia: Provas
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Não perca as partes importantes!
A maioria das substâncias que abordaremos são moleculares. Na realidade, virtualmente todas as substâncias líquidas à temperatura ambiente são moleculares. As forças nas moléculas que originam as ligações covalentes influenciam a forma espacial molecular, as energias de ligação e muitos aspectos do comportamento químico. Entretanto, as propriedades físicas de líquidos e sólidos moleculares são relativas em grande parte às forças intermoleculares, as forças que existem entre as moléculas
Moléculas se atraemlíquido (atração = força forçaspropriedadesexplicam as diferenças entre os materiais.
Por meio do entendimento da natureza e da intensidade das forças intermoleculares, podemos começar a relacionar a composição e a estrutura das moléculas às respectivas propriedades físicas.
A fase condensada
A ligação covalente que mantém uma molécula unida é uma força intramolecular.
A atração entre moléculas é uma força intermolecular.
Forças intermoleculares são muito mais fracas do que as forças intramoleculares (por exemplo, 16 kJ mol-1 versus 431 kJ mol-1 para o HCl).
Quando uma substância funde ou entra em ebulição, forças intermoleculares são quebradas (não as ligações covalentes).
3.1 Forças íon-dipolo
•A interação entre um íon e um dipolo (por exemplo, água).
•A mais forte de todas as forças intermoleculares.
•A ligação de moléculas de água a íons é chamada hidratação.
3.2 Forças dipolo-dipolo
•As forças dipolo-dipolo existem entre moléculas polares neutras.
•As moléculas polares necessitam ficar muito unidas.
•Mais fracas do que as forças íon-dipolo.
•Há uma mistura de forças dipolo-dipolo atrativas e repulsivas quando as moléculas se viram.
•Se duas moléculas têm aproximadamente a mesma massa e o mesmo tamanho, as forças dipolo-dipolo aumentam com o aumento da polaridade.
A ligação de H necessita do H ligado a um elemento eletronegativo (mais importante para compostos de F, O e N).
–Os elétrons na H-X (X = elemento eletronegativo) encontram-se muito mais próximos do X do que do H.
–O H tem apenas um elétron, dessa forma, na ligação H-X, o H + apresenta um próton quase descoberto.
–Consequentemente, as ligações de H são fortes.
As ligações de hidrogênio são responsáveis pela:
–Flutuação do gelo
Ligação de hidrogênio
A ordem dos líquidos
Fase gasosa movimenta-se quase que totalmente livre, forças intermoleculares são mínimas, movimento altamente desordenada.
Fase sólida uma moléculas não pode movimentar-se livremente de sua posição, só oscila em torno de uma localização média.
Fase líquida fica entre os extremos das fases gasosa e sólida moléculas móveis, mas não podem escapar uma das outras completamente.
Algumas propriedades dos líquidos
4.1 Viscosidade
•Viscosidade é a resistência de um líquido em fluir.
•Um líquido flui através do deslizamento das moléculas sobre outras.
•Quanto mais fortes são as forças intermoleculares, maior é a viscosidade.
4.2 Tensão superficial
•As moléculas volumosas (aquelas no líquido) são igualmente atraídas pelas suas vizinhas.
As forças de London também podem ser fortes o suficiente para causar alta viscosidade, as cadeias longas de hidrocarbonetos oleosos e gorduras são emaranhados como espaguete cozido, e por causa das forças de London, as moléculas se movimentam entre si com dificuldade.
As ligações de hidrogênio, são as mais fortes (força intermolecular) água é mais viscosa que o benzeno, pois as moléculas de benzeno escorregam entre si e na água as ligações de hidrogênio precisam ser quebradas.
Tensão Superficial
Quando a temperatura é tão baixa que as moléculas, no líquido, se movimentam muito lentamente de forma a superar as forças intermoleculares, este tende a se solidificar. A natureza do sólido depende do tipo de forças que mantém os átomos, íons ou moléculas juntos.
5.1 Sólidos Cristalinos.
Arranjo definido e bem ordenado de moléculas, átomos ou íons.
•Os cristais têm uma estrutura ordenada, que se repete.
•A menor unidade que se repete em um cristal é uma célula unitária.
•A célula unitária é a menor unidade com toda a simetria de um cristal inteiro.
•Uma pilha tridimensional de células unitárias é a rede cristalina.
Os sólidos cristalinos tem tipicamente superfícies planas bem definidas, chamadas de faces do cristal, que fazem ângulos definidos umas com as outras. Essas faces são formadas por camadas ordenadas de átomos. Sólidos amorfos não têm faces bem-definidas a menos que tenham sido cortados ou molhados.
Célula unitária
5.2 Classificação dos sólidos cristalinos
A classificação dos sólidos cristalinos é feita em função da ligação que mantém seus átomos, íons ou moléculas unidas.
•Sólidos reticulares consistem de átomos ligados aos seus vizinhos covalentemente através da extensão do sólido.
5.3 Estruturas dos sólidos
Células unitárias Três tipos comuns de células unitárias.
–Cúbica primitiva, átomos nas extremidades de um cubo simples, cada átomo é compartilhado por oito células unitárias.
–Cúbica de corpo centrado (ccc), átomos nos vértices de um cubo mais um no centro do corpo do cubo. Os átomos das extremidades são compartilhados por oito células unitárias, e o átomo central está completamente incluso em uma célula unitária.
–Cúbica de face centrada (cfc), átomos nas extremidades de um cubo mais um átomo no centro de cada face do cubo. os átomos das extremidades são compartilhados por oito células unitárias, e os átomos das faces são compartilhados por duas células unitárias.
Células unitárias
Células unitárias
5.4 Empacotamento denso de esferas
•Os sólidos têm forças intermoleculares máximas.
•As moléculas podem ser modeladas por esferas.
•Os átomos e íons são esferas.
•Os cristais moleculares são formados através de empacotamento denso de moléculas.
•Racionalizamos a força intermolecular máxima em um cristal através do empacotamento denso de esferas.
•Quando as esferas são empacotadas da maneira mais densa possível, há pequenos espaços entre as esferas adjacentes.
Os cátions em um metal estão ligados por sua interação com o mar formados pelos elétrons que eles perderam.
Modelo cátions esferas que se ”empilham” de modo a formar uma estrutura com a mínima perda de espaço. Estrutura de empacotamento compacto.
Os cátions em um metal estão ligados por sua interação com o mar formados pelos elétrons que eles perderam.
Modelo cátions esferas que se ”empilham” de modo a formar uma estrutura com a mínima perda de espaço. Estrutura de empacotamento compacto.
Estrutura Hexagonal Compacta - HC
Exemplos: Zn e Mg
•Estrutura Cúbica de Face Centrada – CFC (empacotamento compacto)
Exemplos: Al, Cu, Ag, Au
Estruturas que não tem empacotamento compacto
•Estrutura Cúbica de Corpo Centrado – CCC
Exemplos: Fe, Na e K
•Estrutura Cúbica Primitiva
Exemplo : Po
5.6.1 Sólidos Metálicos – Propriedades
A fragilidade dos metais pode ser explicada em termos da estrutura de empacotamento.
Brilho é devido à mobilidade dos elétrons
Quando a luz atinge a superfície do metal, a radiação “empurra” os elétrons móveis para à frente e para trás elétrons oscilantes liberam luz de mesma frequência (luz vermelha refletida por uma superfície metálica é vermelha, luz azul é refletida como azul) – espelho.
•A ligação metálica é relativamente forte como consequência à maioria dos metais possuem alto ponto de fusão e são utilizados como materiais resistentes, elásticos e fortes.
Mobilidade dos elétrons também explica a maleabilidade e ductibilidade dos metais. Modelo (cátions num mar de elétrons). Com um pequeno esforço os cátions são empurrados passando pelos seus vizinhos e rapidamente os elétrons se ajustam a essa nova posição.
5.6.2 Sólidos Metálicos – Características.
Metais sob pressão com estrutura CCC podem fornecer estruturas compactas HC ou CFC.
•Os buracos nos retículos são muito importantes, pois podem ser preenchidos com átomos menores para formar ligas.
•Se uma depressão entre três átomos for ocupada por outro átomo forma-se um buraco tetraédrico. *fig. 5.28) Existe 4 átomos nos vértices de um tetraedro regular.
Existem 2 buracos tetraédricos por átomo, em um retículo de empacotamento compacto.
•Quando uma depressão em uma camada coincide com uma depressão na próxima camada buraco octaédrico. 6 átomos nos vértices de um octaédrico regular.
•Existe um buraco octaédrico para cada átomo em um retículo.
Quando uma depressão em uma camada coincide com uma depressão na próxima camada buraco octaédrico. 6 átomos nos vértices de um octaédrico regular.
•Existe um buraco octaédrico para cada átomo em um retículo.
Existem dois tipos de solução liga de:
–Ligas substitucionais (os átomos do soluto tomam as posições do solvente);
–Ligas intersticiais (o soluto ocupa sítios intersticiais na rede metálica).
As ligas substitucional:
–os átomos devem ter raios atômicos semelhantes, não devem diferir mais que 15%
–Com esta diferença, ocorre uma pequena distorção na rede ou retículo, o que dificulta o fluxo de elétrons. Com isto é mais difícil um plano deslizar sobre o outro. Esta liga possui condutividade térmica e elétrica mais baixa que o elemento puro, porém é mais forte e dura.
–Elementos do bloco d apresentam raios similares, logo se faz uso de um grande número de ligas, pois um tipo de átomo pode ser substituído por outro sem que a estrutura sofra uma mudança significativa na rede cristalina (distorção mínima). Ex: ligas de zinco e cobre (raios parecidos)
As ligas intersticiais:
–um elemento deve ter um raio significativamente menor do que o outro (para que caiba no sítio intersticial), por exemplo, um não-metal.
–Para formar uma liga intersticial, o raio atômico do soluto deve ser menor que 60% do raio atômico do elemento hospedeiro. Este elemento intersticial também interfere na condutividade elétrica, e torna a liga mais dura e forte que o metal hospedeiro. A liga é bem mais forte do que o metal puro (ligação fortalecida entre não-metal e metal).
–Exemplo: aço (contém até 2% de carbono).
As ligas intersiciais:
•Algumas ligas são mais macias que os metais que a compõe átomos grandes (Bi) ajudam a desestabilizar a rede, logo amacia o metal e abaixa o ponto de fusão.
“Ligas de metais tendem a ser duras e ter menor condutividade elétrica que o metal puro. Em ligas substitucionais, átomos de um metal do soluto tomam o lugar de alguns átomos de um metal de raio atômico semelhantes. Em ligas intersticiais, átomos do elemento soluto entram nos interstícios do retículo formado por átomos do metal com raio atômico grande.”
Conclui-se que as forças intermoleculares entre moléculas neutras dependem das respectivas polaridades moleculares, tamanho e forma espacial. Que a viscosidade, uma medida da resistência do fluxo, e a tensão superficial, uma medida da resistência de um líquido em aumentar sua área superficial, são propriedades características dos líquidos.
E que as variações de entalpia que acompanham as mudanças de fase, as transições de fase entre os estados gasoso, líquido e sólido. Observou-se que sólidos podem ser caracterizados de acordo tanto com o tipo de unidade que o constitui quanto com as forças entre as unidades.
Brown, LeMay Bursten (2005) Química a Ciência Central, Pearson Prentice Hall, 9ª Edição Cap: 11 Forças Intermoleculares Líquidos e Sólidos pg.375 a 400.
Brown, LeMay Bursten, Química a Ciência Central, Forças Intermoleculares Líquidos e Sólidos Disponível em: https://danieleluna.files.wordpress.com/2010/09/cap11.pdf Acesso em -02 de junho de 2015.
MORRISON, Robert T.; BOYD, Robert N. (1996), Química Orgânica, Lisboa, Fundação Calouste Gulbenkian, 13ª edição, pg.30, 31.
