Grupo: Química do Futuro

C.I.E.A.C

Série:1º08

Componentes:
Elizabeth Mascarenhas
Clarice Couto
Carlos Manoel
Aristides Neto
Igor Gonçalves
Geismael dos Santos
Jéssica Janaína
Raysla Freire
Ícaro Cunha

Forças Intermoleculares

Todos os objetos ao nosso redor são feitos de átomos. Estes átomos, algumas vezes, combinam-se e formam moléculas: são unidos através da formação de ligações covalentes. Em outras palavras, alguns elétrons, que antes estavam em orbitais atômicos passam a formar orbitais moleculares. Mas as moléculas são discretas: a água, por exemplo, consiste em pequenos grupos de 3 átomos, sendo um do elemento oxigênio que liga-se a dois átomos de hidrogênio. A ligação covalente, entretanto, é intramolecular: apenas une os átomos que formam a molécula. O que impede, entretanto, que todas as moléculas em um copo de água se difundam pelo meio, instantaneamente, deixando o copo vazio? O que mantém elas unidas? Como elas formam um objeto sólido, compacto, quando resfriadas?As forças que existem entre as moléculas - forças intermoleculares - não são tão fortes como as ligações iônicas ou covalentes, mas são muito importantes; sobretudo quando se deseja explicar as propriedades macroscópicas da substância. E são estas forças as responsáveis pela existência de 3 estados físicos. Sem elas, só existiriam gases.

Aprendemos, desde o ensino médio, a descrever um gás pela equação PV=nRT. Esta, entretanto, é uma equação que funciona bem somente para gases ideais - gases idealizados, que não existem na realidade, e obedecem a todos os postulados da teoria cinética molecular para os gases ideais. Gases formados por partículas sem tamanho e sem atração ou repulsão entre si. Um gás ideal nunca se liquefaz. Entretanto, basta baixar a temperatura e/ou aumentar a pressão sobre um gás real que este logo passa para o estado líquido. O físico alemão van der Waals corrigiu esta equação em 1881, incorporando dois parâmetros: um deles que lida justamente com as interações intermoleculares.

As forças intermoleculares têm origem eletrônica: surgem de uma atração eletrostática entre nuvens de elétrons e núcleos atômicos. São fracas, se comparadas às ligações covalentes ou iônicas. Mas forte o suficiente para sustentar uma lagartixa no teto da sala (veja quadro). As forças de van der Waals, como também são conhecidas as forças intermoleculares, podem surgir de 3 fontes. Em primeiro, as moléculas de alguns materiais, embora eletricamente neutras, podem possuir um dipolo elétrico permanente. Devido a alguma distorção na distribuição da carga elétrica, um lado da molécula e ligeiramente mais "positivo" e o outro é ligeiramente mais "negativo". A tendência é destas moléculas se alinharem, e interagirem umas com as outras, por atração eletrostática entre os dipolos opostos. Esta interação é chamada de dipolo-dipolo.

Em segundo, a presença de moléculas que tem dipolos permanentes podem distorcer a distribuição de carga elétrica em outras moléculas vizinhas, mesmo as que não possuem dipolos (apolares), através de uma polarização induzida. Esta interação é chamada de dipolo-dipolo induzido.

E, em terceiro, mesmo em moléculas que não possuem momento de dipolo permanente (e.g., no gás nobre neônio ou no líquido orgânico benzeno) existe uma força de atração (do contrário nem o benzeno ou neônio poderiam ser liquefeitos). A natureza destas forças requer a mecânica quântica para sua correta descrição, mas foi primeiramente reconhecida pelo físico polonês Fritz London, que relacionou-as com o movimento eletrônico nas moléculas. London sugeriu que, em um determinado instante, o centro de carga negativa dos elétrons e de carga positiva do núcleo atômico poderia não coincidir. Esta flutuação eletrônica poderia transformar as moléculas apolares, tal como o benzeno, em dipolos tempo-dependentes, mesmo que, após um certo intervalo de tempo, a polarização média seja zero. Estes dipolos instantâneos não podem orientar-se para um alinhamento de suas moléculas, mas eles podem induzir a polarização das moléculas adjacentes, resultando em forças atrativas. Estas forças são conhecidas como forças de dispersão (ou forças de London), e estão presentes em todas as moléculas apolares e, algumas vezes, mesmo entre moléculas polares.

Algumas moléculas, entretanto, exibem um tipo especial de interação dipolo-dipolo. É o caso da água: olhe atentamente para a figura abaixo. A temperatura de ebulição do hidreto de oxigênio é muito diferente de todos os outros hidretos dos elementos da família do oxigênio. Exceto a água, todos parecem seguir uma regra de que quanto menor a massa molecular, menor é a temperatura de ebulição. Por esta regra (que parece ser obedecida na família do carbono), a água deveria ser, à temperatura ambiente, um gás, com uma temperatua de ebulição bem abaixo de 0 oC. Todos sabemos que, na verdade, a água é um líquido com ponto de ebulição de +100 oC!

A água, portanto, deve possuir um tipo de interação diferenciado. O que acontece é que os hidrogênios ligados ao oxigênio é que formam o lado "positivo" do dipolo permanente desta molécula. O átomo de hidrogênio é formado por apenas um próton e um elétron. Como o elétron é fortemente atraído pelo oxigênio, na água, este próton encontra-se desprotegido. A água possui, então, um dipolo bastante forte, com uma das cargas (positiva) bastante localizada. Este próton pode interagir com as regiões negativas (o oxigênio) de outras moléculas de água, resultando em uma forte rede de ligações intermoleculares. Esta interação é chamada de ligação hidrogênio, e ocorre entre átomos de hidrogênio ligados a elementos como o oxigênio, flúor ou nitrogênio, com átomos de O, N ou F de outras moléculas. Esta interação é a mais intensa de todas as forças intermoleculares.

Como consequência das fortes interações intermoleculares, a água apresenta algumas propriedades especiais. Alguns insetos, por exemplo, podem andar sobre ela. Uma lâmina de barbear, se colocada horizontalmente, também flutua na água. Isto deve-se à tensão superficial da água: uma propriedade que faz com o líquido se comporte como se tivesse uma membrana elástica em sua superfície. Este fenômeno pode ser observado em quase todos os líquidos, e é o responsável pela forma esférica de gotas ou bolhas do líquido. A razão é que as moléculas de água interagem muito mais fortemente com suas vizinhas do que com as moléculas do ar, na interface. As moléculas que estão no interior da gota, por exemplo, interagem com outras moléculas em todas as direções; as moléculas da superfície, por outro lado, interagem somente com moléculas que estão nas suas laterais ou logo abaixo. Este desbalanço de forças intermoleculares faz com que estas moléculas, da superfície, sejam atraídas para o interior do líquido. Para se remover estas moléculas da superfície é necessário uma certa quantidade mínima de energia - a tensão superficial. Para a água, isto corresponde a 0,07275 joules/m2, a 20oC. Líquidos orgânicos, como o benzeno ou o tolueno, tem valores menores de tensão superficial, já que suas interações intermoleculares são mais fracas.

Todos sabemos que a água possui outra propriedade anômala: o gelo bóia sobre a água líquida. Isto porque a densidade do estado sólido, na água, é menor do que no estado líquido. As ligações hidrogênio, no estado sólido, conferem à água uma organização reticular quase cristalina, com um maior espaço entre as moléculas, ou seja, uma menor densidade. A maioria das outras substâncias tem um maior grau de compactação - uma maior densidade - no estado sólido.

As forças intermoleculares são também responsáveis pelas diferenças nas temperaturas de ebulição de vários isômeros constitucionais orgânicos, isto é, moléculas orgânicas que possuem a mesma fórmula molecular (e, por consequência, a mesma massa molar) mas tem pontos de ebulição normal diferentes. O ponto de ebulição de um líquido é definido como sendo a temperatura na qual a pressão de vapor exercida pelo líquido se iguala à pressão externa. A água, ao nível do mar, tem uma pressão de vapor igual a 1,00 atm somente a 100 oC. É lógico se assumir que quanto mais forte for a atração entre as moléculas, isto é, quanto maior forem as forças intermoleculares, maior também será a temperatura necessária para a ebulição do líquido. Observe, como exemplo, os dois isômeros para a fórmula C5H12, o n-pentano e o neo-pentano, ilustrados na figura ao lado. Ambas as moléculas não possuem dipolo permanente - são apolares. Então, ambas interagem, entre si, via forças de dispersão (london). Mas o que faz com que o n-pentano tenha uma temperatura de ebulição bem maior do que o neo-pentano? Observe que, à temperatura ambiente, o n-pentano é um líquido, enquanto que o outro isômero é um gás! Este caso ilustra uma propriedade das interações intermoleculares: quanto maior for a área de contato entre as moléculas, maior é a interação. No caso no neo-pentano, a interação é dificultada devido ao impedimento espacial provocado pelo grupos -CH3. A polarização induzida ocorre mais intensamente no caso da cadeia linear.

Uma outra propriedade pode ser observada se acompanharmos a temperatura de ebulição dos compostos ao lado. O éter dimetílico, embora possua a maior massa molar, é o que tem a menor Te (é um gás, à temperatura ambiente). Tanto o metanol como a água são líquidos, embora tenham massa molar menores. A água, a molécula mais leve da série, tem a maior temperatura de ebulição. Isto porque a água e o metanol interagem via ligação hidrogênio - a mais forte das interações intermoleculares, enquanto que o éter interage via dipolo-dipolo - não possue hidrogênios ligados ao oxigênio. A água possue dois hidrogênios ligados ao O - o que explica a sua maior temperatura de ebulição, em relação ao metanol, que possui apenas um. Como vemos, a substituição dos hidrogênios da água por grupos -CH3 leva a compostos com menor temperatura de ebulição.

Todas as proteínas que compõe o nosso organismo são constituídas por sequências de amino-ácidos, ligados covalentemente. Estes compostos possuem grupos -OH e -NH capazes de formar uma forte rede de ligações intermoleculares. É isto que confere a estrutura terciária das proteínas, isto é, a sua forma característica de orientação espacial. Um outro exemlo é o DNA de todos os humanos: sua forma de dupla-hélice - é mantida graças às ligações hidrogênio entre os grupos dos -OH e -NH das bases nitrogenadas heterocíclicas que o compõe: GCAT.

Os compostos orgânicos polares exibem, em geral, uma solubilidade significativa em água. O açúcar é um exemplo: é muito solúvel em água. Isto deve-se à capacidade que as moléculas de água têm de interagir com as moléculas da sacarose. A solubilização também é um fenômeno regido pelas interações intermoleculares: entre as moléculas do soluto e as moléculas do solvente.

Fonte:http://www.qmc.ufsc.br/qmcweb/artigos/forcas_intermoleculares.html

by:Química do Futuro

Polaridade das Moléculas

Para compreendermos o conceito da existência de moléculas polares e apolares temos de rever um conceito básico da química, que é o da eletronegatividade, e relaciona-lo com o formato das moléculas; parece complicado, mas não é não.
A eletronegatividade é definida simplesmente como "a tendência relativa de um átomo atrair para si o par de elétrons de ligação quando ligado a outro por uma ligação covalente". A definição parece um pouco longa, mas é fácil de se perceber o tremendo conteúdo que contém se fizermos uma análise bem simples das estruturas de Lewis e utilizarmos outro conceito básico que é a regra do octeto.
As estruturas de Lewis são assim: coloca-se o símbolo do elemento, e, em torno, pontinhos indicando o número de elétrons de valência do elemento. Portanto, elementos do grupo 1 da Tabela Periódica (tenha uma em mãos e mãos à obra) levam um pontinho (eles só possuem um elétron de valência):

Os átomos do Grupo 2 da Tabela levam dois pontinhos, etc. Já a regra do octeto nos revela que a maioria dos átomos, principalmente os do segundo período da Tabela (do lítio ao flúor) tendem a ganhar elétrons para que sua camada de valência se torne a do gás nobre correspondente - no caso o neonio - ou tendem a perder elétrons para que a camada eletrônica que sobrar se pareça com aquela do gás nobre anterior - no caso o hélio. Parece complicado mas não é não. Considere, como o fez Lewis, a formação do composto iônico NaCl. Por Lewis podemos colocar que:

e

ou simplismente

Para o NaCl, segundo Lewis. Note, seguindo a sua Tabela Periódica que, em perdendo o seu elétron, as camadas eletrônicas do sódio ficaram parecidas com a do gás nobre precedente, o neonio; o cloro, tomando um elétron extra, transformou a sua última camada, que passa a ser idêntica na forma àquela do gás nobre mais próximo, que é o argônio.
Então vamos lá para a tal eletronegatividade: se o átomo tem a tendência de ganhar elétrons, ele vai por certo tentar também atrair para si o par de elétrons de ligação, quando engajado em uma ligação covalente. Veja como a noção pode se tornar intuitiva: como os halogênios (F, Cl, Br, I) só necessitam ganhar UM elétron para se tornarem parecidos com os seus gases nobres correspondentes, eles o farão com muita ansiedade, é muito fácil para eles conseguir esse último elétron, todos os halogênios são MUITO eletronegativos quando comparados com os outros elementos de seus respectivos períodos da Tabela Periódica. Já os calcogênios (geradores de cal, numa nomenclatura pré química) O, S, Se, Te necessitam de DOIS elétrons, e portanto têm um pouquinho mais dificuldade em conseguí-los, mas mesmo assim são tremendamente eletronegativos em relação aos outros átomos de seus respectivos períodos. Toda a família do nitrogênio N, P, As, Sb) necessita de três elétrons, e assim têm uma dificulidade maior ainda em obtê-los, portanto são menos eletronegativos, e assim sucessivamente. Assim funciona a família conhecida por NÃO METAIS. A família conhecida por METAIS é, por definição, eletropositiva, ou seja, "gostam" de perder elétrons ao invés de ganhá-los, pois assim fica fácil para eles atingirem a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo, como no exemplo acima do elemento sódio transformando-se no cátion sódio.
Podemos então construir uma tabela de eletronegatividade para os elementos não metálicos do segundo período, incluindo aí o hidrogênio.


Onde não incluímos o berilo porque ele e todos os seus compostos são muito venenosos, e sua química não é portanto usual. Vamos ficar no mais trivial do nosso dia-a-dia.
Bom. É fácil compreender que os não metais vão formar compostos onde o compartilhamento de pares de elétrons de ligação é mais importante do que o perde - ganha que acontece entre metais e não metais quando eles se encontram. Isso porquê é energeticamente mais favorável para, digamos, o carbono compartilhar quatro elétrons com quatro hidrogênios diferentes, do que a alternativa de formar um íon C4- ladeado por quatro íons H+. Tal estrutura, C4-(H+)4 seria muito iônica, portanto teria as propriedades dos sólidos iônicos, como alto ponto de fusão, por exemplo, e no entanto, o CH4 é na verdade um gás (metano) à temperatura ambiente, o que indica que as suas ligações químicas tem de ter um quê de diferença. Esse quê é a ligação por compartilhamento de pares de elétrons, ou covalência.
Segundo Lewis, a coisa ficaria assim:

Com os elétrons bem "pertinho" do carbono, porque ele é mais eletronegativo que o hidrogênio, e portanto tem maior tendência de atrair os pares de elétrons das ligações covalentes.
É fácil perceber que com a "aproximação" dos elétrons o carbono se torna POLARIZADO negativamente; por outro lado, cada hidrogênio "sente" a sua nuvem eletrônica cada vez mais longe, e por isso também se polariza, mas agora de uma forma positiva. Acabamos de formar um DI-polo, um polo positivo, e um negativo. Na linguagem da química, introduzimos a letra grega minúscula delta (d ) para mostrar cada polo do dipolo; no nosso caso, ficaríamos com quatro dipolos Cd-Hd+.
Agora vamos levar em consideração o formato da molécula de metano. Uma forma fácil de ver como funciona a coisa é a VSEPR (veja com detalhes em nossos Ensaios como a coisa funciona), que decreta que, com 4 conjuntos de elétrons ao seu redor, o carbono do metano tem de estar no centro de um tetraedro:

Cujos dipolos em torno do carbono vamos indicar com o símbolo especial

Onde o rabicho "+ " indica o lado positivo. No metano, os dipolos apontam para o carbono, dessa forma

E fica fácil de ver que a RESULTANTE dos quatro dipolos acaba resultando em nada, ou seja, a molécula, como um todo, não mostra polarização específica nenhuma, apesar de possuir quatro dipolos internos. Coisas da simetria molecular. O mesmo acontece com o CO2, por exemplo. O oxigênio (veja nossa tabelinha desenvolvida acima) é mais eletronegativo que o carbono, portanto vai atrair para si os pares de elétrons de ligação, e os dipolos Od-Cd+Od-vão se desenvolver; entretanto, como a molécula é linear, a resultante final dos dipolos é... polarização molecular nenhuma! Veja:

Portanto, não basta "conhecer" para onde o dipolo aponta, temos de conhecer também a geometria da molécula que o contém. No metano e no gás carbônico, os dipolos internos se anulam devido à simetria molecular, e as moléculas são chamadas de APOLARES.
Um caso de uma molécula polar: a acetona. A geometria da acetona é trigonal plana, como conseqüência da hibridação sp2 do carbono central. A molécula, o plano, os dipolos e o dipolo resultante são esquematizados na figura abaixo.

Onde se percebe claramente que o oxigênio drena a densidade eletrônica do conjunto H3C-C-CH3, resultando num dipolo permanente (em vermelho na figura) no sentido R2Cd+Od- (R = metila). Como conseqüência as cetonas, como a acetona acima, são moléculas polares.
Outro exemplo de uma molécula polar: o diclorometano, um solvente muito utilizado em laboratório, cuja fórmula é CH2Cl2, de estrutura tetraédrica. Os dipolos ficam assim:

Respeitando as eletronegatividades relativas dos átomos, conforme desenvolvida na nossa discussão acima. Fica fácil perceber as resultantes (somatória) dos vetores polarização como:

Indicativo de Hd+CCld-.
Uma molécula polar da maior importância é a água, e é trivial ver como a somatória dos vetores polarização acabam em um dipolo permanente:

E assim por diante. Dipolos permanentes, devido à diferença de eletronegatividades entre átomos que se ligam covalentemente pode levar à formação de moléculas polares, desde que elas não sejam completamente simétricas. Considere o perigosíssimo HCN: o dipolo permanente da molécula aponta no sentido Hd+CNd-. E assim a coisa vai.
Uma advertência importante: as moléculas POLARES se atraem mais e melhor do que as APOLARES, pois um dipolo permanente implica na existência de uma área da molécula como d+ enquanto que em outra área o d é negativo. Ora, positivo atrai negativo e vice-versa, portanto, a acetona e o diclorometano discutidos acima são líquidos voláteis à temperatura ambiente, enquanto que os apolares gás carbônico e o metano, também discutidos acima, são gases: não existindo a força de atração molecular oferecida pela existência de um dipolo permanente, não há nada que atraia uma molécula à outra, e a tendência delas será a de ocupar o maior volume possível, que é a característica intrínseca de um gás.
Nesse contexto, a água é ainda excepcional, pois além da atração devido ao dipolo permanente, ela ainda indulge em ligações de hidrogênio --H-OH---H-OH--- o que a torna líquida até a estonteante temperatura de +100 ºC. Por comparação, o gás venenoso H2S (gás sulfídrico, o do cheiro do ovo podre) onde a baixa eletronegatividade do enxofre não permite a formação de pontes --H-SH---H-SH-- é mesmo um gás à temperatura ambiente, ainda que um fraco dipolo permanente exista na molécula.

Fonte:http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/respostas/polaridade.html

By: Química do Futuro

Polaridade das Ligações

Ligação Covalente Apolar: ocorre quando não há diferença de eletronegatividade entre os átomos da ligação.

Ligação Covalente Polar: ocorre quando há diferença de eletronegatividade entre os átomos da ligação. Neste caso há a formação de um dipolo representado por um vetor m, orientado no sentido do átomo de menor eletronegatividade para o de maior, chamado momento de dipolo.


Exemplo:




Fonte:http://www.ficharionline.com/ExibeConteudo.php5?idconteudo=5904

by: Química do Futuro

Eletronegatividade

Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem, de atrair elétrons de outro átomo quando os dois formam uma ligação química.
Assim, um átomo que, quando isolado, possui grande potencial de ionização e grande afinidade eletrônica também apresentará, quando ligado a outro átomo, grande atração por elétrons, ou seja, terá uma alta eletronegatividade.
Podemos dizer que a eletronegatividade depende de dois fatores: tamanho do átomo e número de elétrons na última camada. Já conhecemos a influência do primeiro desses fatores: quanto menor é o átomo, maior é sua capacidade de atrair elétrons, já que a distância destes ao núcleo é menor. O segundo fator se deve à tendência que os átomos possuem de se tornarem mais estáveis quando completam oito elétrons na última camada. Átomos com maior número de elétrons na última camada exercem maior atração sobre os elétrons de outros átomos.
É o balanço entre esses fatores que determina qual, dentre dois átomos, é o mais eletronegativo. Por exemplo, o cloro tem sete elétrons na última camada e o oxigênio, seis. Se fosse considerado apenas esse fator, o cloro seria mais eletronegativo que o oxigênio por precisar de apenas um elétron para completar o octeto. Entretanto, o átomo de oxigênio é tão menor que o de cloro que essa característica acaba por superar o outro fator. Como resultado, o oxigênio se revela mais eletronegativo que o cloro. Isso nos permite dizer que, de modo geral:
Quanto menor o átomo e maior o número de elétrons na última camada, maior é sua eletronegatividade.

Para medir o quanto um átomo é mais ou menos eletronegativo que outro, foi proposta por Linus Pauling uma escala que atribui o valor 4,0 para o átomo de maior eletronegatividade, que é o de Flúor. Os valores para os outros átomos são então determinados por comparação. Por exemplo, e possível demonstrar, por experimentos, que o átomo de boro atrai os elétrons com a metade da força do flúor. Conseqüentemente, o valor da eletronegatividade do boro, nessa escala, é 4/2 = 2. Já o átomo de alumínio atrai os elétrons com três oitavos da força em relação ao flúor; isso significa que a eletronegatividade do Al na escala de Pauling é 4 . 3/8 = 1,5.
Um gráfico da eletronegatividade em função do número atômico, seria:

A escala de eletronegatividade é uma escala arbitrária que representa a força do átomo para atrair elétrons. Ela se estende do césio, com eletronegatividade 0,7 até o flúor, com 4,0. A eletronegatividade não é um valor absoluto, mas sim relativo. Assim, a eletronegatividade de um elemento só é definida em termos de eletronegatividade de outros elementos. Diversas escalas foram sugeridas, incluindo as de R. S. Mullinken, L. Pauling e R.T. Sanderson. A escala de Pauling, a mais antiga, surgiu da consideração das energias necessárias para romper as ligações químicas nas moléculas. A eletronegatividade aumenta com a diminuição do tamanho atômico, tanto para elementos do mesmo período como para do mesmo grupo. Deve-se observar também que a eletronegatividade cresce com o aumento do número de elétrons de valência para os metais do Grupo I, II e III. Entre os aspectos úteis do conceito de eletronegatividade, está a oportunidade que ela nos proporciona para predizer certas propriedades químicas dos elementos. Podemos predizer o caráter de uma ligação química observando a diferença dos valores de eletronegatividades dos elementos:

O valor da eletronegatividade cresce na tabela periódica de acordo com esquema:

Fonte:http://www.colegiosaofrancisco.com.br/alfa/prorpriedades-periodicas-dos-elementos-quimicos/eletronegatividade.php

by: Química do Futuro

Geometria Molecular

Geometria molecular é o estudo de como os átomos estão distribuidos espacialmente em uma molécula. Esta pode assumir várias formas geométricas, 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 eletrónicos da camada de valência.