Forças intermoleculares

Ponto de Ebulição - Ligação iônica - Ligação Metálica

1.Forças Intermoleculares

a) Entre dipolos permanentes ( moléculas polares μ é diferente de 0 )

b) Entre dipolos induzidos (aparecem por colisões, indução) ou força de Van der Waals.

Ponte de Hidrogênio: força entre dipolos permanentes anormalmente elevada.

Condições:
a) átomo bastante eletronegativo (F,O,N)

b) par de elétron não corpatilhado

c) H

Exemplos: HF, H₂O, ROH, RCOOH, ArOH, NH₃, RNH₂, ADN, etc.

2. Ponto de Ebulição

Quanto maior a força intermolecular maior o Ponto de Ebulição.

a) composto apolar ( μ = 0 ) quanto maior a força da molécula (ou o P.M.) maior a força de Van der Waals, maior o P.E.

b) para compostos de P.M. próximo, a ramificação abaixa o P.E.

c) para compostos de P.M. próximo, o mais polar tem o maior P.E.

d) compostos que formam ponte de hidrogênio, tem P.E. anormalmente elevado.

3. Princípio de Solubilidade
O Semelhante dissolve o semelhante.
Composto polar dissolve composto polar.  (H₂0 e NH₃)
Composto apolar dissolve composto apolar. (CCl₄ e I₂)

DETERGENTE
Composto contendo uma cadeia longa apolar, e uma parte polar. A extremidade polar se dissolve na camada aquosa e a extremidade não polar se dissolve na gôta de óleo. Ex.:

          CH₃  (CH₂)₈  ---------  SO₃^- Na⁺
          (não polar)                   (polar)

4. Ligação Iônica ou Eletrovalente

a) Regra: metal (1 a 3 elétrons na camada de valência) com não-metal ( 5 a 7 elétrons na camada de valência) ou Hidrogênio.

b) Mecanismo: transferência de elétrons do metal para o não-metal ou hidrogênio.

c) Regra de Linus Pauling
Eletronegatividade - tendência de receber elétrons
Eletropisitividade - (caráter metálico) tendência de ceder elétrons.

Regra: Diferença de eletronegatividade maior que 1,7 a ligação será iônica. Se for menor que 1,7 a ligação será covalente.

d) Cristais Iônicos
Cloreto de Sódio - n. de coordenação 6 (cada íon no centro de um octaedro).
Cristal cúbico.
Cloreto de Césio - n. de coordenação 8 (cada íon no centro de um cubo). Cristal cúbico.

e) Propriedades dos compostos iônicos
I. sólidos cristalinos
II. P.F. e P.E. elevados
III. clivagem (ruptura segundo superfície plana)
IV. condução de eletricidade. Conduzem no estado fundido e em solução aquosa (sólido não).

f) Dissolução de compostos iônicos em água
Para separar os íons energia é absorvida (energia reticular)
Os íons se hidratam libertando energia ( energia de hidratação). Para um solvente genérico, o fenômeno é chamado solvatação.

Se a energia reticular é bem maior que a energia de hidratação, o sal é insolúvel.
Se as duas energias apresentam valores próximos, o sal é solúvel.
O sal se dissolve absorvendo calor se a energia reticular for maior que a energia de hidratação.
O sal se dissolve libertando calor, se a energia de hidratação for maior que a energia reticular.

5. Ligação metálica
Íons positivos mantidos unidos por elétrons que se movem livremente entre eles. Os orbitais de camada de valência se interpenetram em todas as direções formando uma nuvem que abrange todo o cristal. A ligação não é direcional como a covalente.

Cristais metálicos
I. Arranjo cúbico de corpo centrado (CCC) - n. de coordenação: 8.

II Empacotamento o mais denso possível n. coordenação:12.

Dois tipos:

a) cúbico de fase centrada, CFC

b) hexagonal compacto (denso) HC.