Material q geral

Material q geral

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Ex 2: NH4+

Ex 3 : H2SO4

4.6. Repulsão dos Pares de Elétrons e Geometria Molecular

Vimos que numa estrutura de Lewis cada par de pontos ao redor de um átomo central ou principal representa o par de elétrons de valência que ocupa um orbital de cada átomo. Como os pares de elétrons de repelem entre si devido a suas cargas, o arranjo geométrico mais estável de pares eletrônicos é aquele em que as repulsões dos pares eletrônicos são mínimas. Encontrar estes arranjos permite-nos predizer a forma geométrica de uma molécula.

O método para determinar a orientação mais estável dos pares eletrônicos ao redor de um átomo central numa molécula é denominado repulsão entre pares eletrônicos da camada de valência ou método VSEPR.

Nos quadros abaixo, podemos observar a relação da geometria das moléculas com o número de nuvens eletrônicas localizadas ao redor do átomo central e o número de átomos a ele ligados.

Pela VSEPR, também pode-se explicar a geometria de algumas moléculas que não seguem a regra do octeto, como:

Ex 1: PCl5 ; 5 pares de elétrons ao redor do átomo central  5 átomos ligados ao átomo central

Bipirâmide de base triangular

Ex 2: SF6 ; 6 pares de elétrons ao redor do átomo central  6 átomos ligados ao átomo central

Pirâmide de base quadrada ( octaedro )

Estado Físico e Forças Intermoleculares

Os compostos moleculares se encontram, à temperatura ambiente, nos três estados físicos, o que nos leva a crer que existe uma diferença na intensidade das interações entre suas moléculas.

Nos sólidos moleculares, as moléculas estão organizadas com pequena liberdade de movimento, o que indica que nesse estado a interação é a maior possível. No estado líquido, aumenta o grau de liberdade das moléculas devido a uma diminuição na intensidade das forças intermoleculares. Já no estado gasoso, a distância entre as moléculas é grande e a sua liberdade de movimento é máxima, indicando que não existem interações entre elas.

Quando um composto molecular passa do estado sólido para o líquido ou do líquido para o gasoso, ocorre uma desorganização e um afastamento de suas moléculas, ou seja, somente as forças intermoleculares são rompidas.

Quanto menos intensas forem as forças intermoleculares, mais volátil será a substância e menor será a sua temperatura de ebulição.

As forças intermoleculares são genericamente denominadas Forças de Van der Waals em homenagem ao físico holandês Johannes Van der Waals, que em 1873, propôs a existência delas. As atrações existem em substâncias polares e apolares, mas nessas últimas a explicação foi dada por Fritz London apenas em 1930.

4.8. Tipos de Forças Intermoleculares

  • Forças dipolo permanente – dipolo permanente: é característica de moléculas polares, como: HCl; HBr; H2S; HCCl3; etc.

  • Forças dipolo induzida – dipolo induzida: ocorre em todos os tipos de moléculas de moléculas, mas são as únicas que ocorrem entre moléculas apolares.

  • Ligação de Hidrogênio ou Ponte de Hidrogênio: Por ser muito intensa, é um exemplo extremo da interação dipolo-dipolo e ocorre mais comumente em moléculas que apresentam átomos de hidrogênio a átomos de flúor, oxigênio e nitrogênio, os quais são altamente eletronegativos, originando dipolos muito acentuados.

Em resumo, tomos:

Tipos de Forças

Intensidade Comparativa

Presença

Exemplo

Dipolo induzida ( dispersão de London )

Fracas, mas aumentam em função do tamanho

Em todos os átomos e moléculas

H2

Dipolo – dipolo

Moderadas

Em moléculas polares

HCl

Ligações de hidrogênio

Fortes

Em moléculas que contêm H ligado a F, O ou N

HF

4.9. Forças Intermoleculares e Temperaturaturas de Fusão e Ebulição

  • Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores serão as temperaturas de fusão e de ebulição.

  • Quanto maior o tamanho da molécula, maior será sua superfície, propiciando um maior número de interações com outras moléculas vizinhas, provocando maiores temperaturas de fusão e ebulição.

Ordem crescente de intensidade de interação

Dipolo induzido – dipolo induzido < dipolo – dipolo < ligação de hidrogênio

4.10. Solubilidade, Força de Intermolecular e Polaridade

Para que sólidos ou líquidos formem misturas homogêneas ( soluções químicas ), é necessário que existam forças de atração entre as partículas do soluto e do solvente. Desta maneira, em uma solução, as forças de atração mantêm unidas as partículas o soluto e do solvente.

A dissolução do açúcar em água produz uma solução química devido a interação das moléculas da água com a do açúcar, conforme o esquema abaixo:

Observe que, a molécula de água bem como a molécula de açúcar apresentam átomos de hidrogênio ligados a átomos de oxigênio, formando grupos - O – H; portanto, entre as moléculas das duas substâncias podem ocorrer as interações intermoleculares denominadas ligações de hidrogênio. Essas interações permitem explicar a grande solubilidade do açúcar comum em água.

Tanto a molécula de água como a molécula de açúcar são polares, o que permite uma generalização:

  • A água, por ser polar, é um excelente solvente para substâncias polares.

  • Substâncias polares tendem a se dissolver em solventes polares.

  • Substâncias polares tendem a se dissolver em solventes apolar

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

1.Represente a ligação existente entre os átomos de X ( z = 12 ) e Y ( z = 15 ), indicando a posição dos mesmos na tabela periódica.

2.Qual a fórmula do composto formado pela união de um elemento X da coluna 3 A com um elemento da coluna 7 A ?

3. Qual o nº de ligações covalentes coordenadas ( dativas ), existentes nas moléculas: Dados: H =1, N = 7, O = 8, P = 15, S = 16, Mg = 12,

  1. HNO3

  1. H3PO4

  1. H2SO3

  1. MgSO4

4.A água é considerada solvente universal, e muitas vezes, não dissolve outras substâncias, como a gasolina. Porque?

5.Considere as seguintes afirmações sobre um composto iônico:

I – Conduz a corrente elétrica no estado sólido

II – Conduz corrente elétrica no estado líquido ( fundido )

III – Conduz corrente elétrica no estado aquoso

IV - É um composto cristalino ( nas condições ambientais )

V - É ductil e maleável, isto é, facilmente se transforma em fios e em lâminas, respectivamente. Indique as afirmativas corretas.

6.Dos compostos FeO, NaOH, F2, NaCl e HCl, os que apresentam de ligação molecular iônica? Fé = 26, Na = 11, F = 9, Cl = 17, H = 1, O = 8.

7.Observe as ligações químicas entre os átomos das substâncias H2, O2, H2O e NaOH e marque a (s) alternativa (s) correta (s). Dados no problema anterior.

  1. somente O2 possui dupla ligação

  2. H2, O3 e H2O apresentam ligações predominantemente covalentes

  3. Ligações do tipo covalente podem ser observadas em todas estas substâncias

  4. O NaOH apresenta uma ligação química com caráter predominantemente iônico

  5. Tanto o O2 como a água possuem uma ligação do tipo doador – receptor

8.Sódio, magnésio, fósforo, enxofre e cloro localizam – se num mesmo período da tabela periódica. Como você explica, o fato de NaCl e MgCl2 serem formados por íons ( ligação iônica ) enquanto que PCl3, SCl2 e Cl2 são formados por moléculas ( ligações covalentes ). P = 15; Na = 11; S = 16; Cl = 17; Mg = 12.

9. Das substâncias a seguir, aquela que melhor se dissolve em água é:

a) O2 b) O3 c) N2 d) CO2 e) NaCl

10.Dentre os compostos abaixo, o que apresenta maior diferença de eletronegatividade entre os elementos e maior carater iônico é :

a) OF2 b) BrCl c) CCl4 d) NaF e) AlCl3

11.Dentre as substâncias abaixo, a de menor ponto de ebulição é :

a) NaCl b) MgS c) AlCl3 d) NaI e) O2

13. Indicar o tipo de geometria molecular existente nos compostos abaixo: dados: H = 1, Cl = 17, O = 8, Mg = 12, C = 6, Al = 13, P = 15.

a)HCl; b) HClO; c) MgCO3 ; d) AlPO4 e) CaCO3

14.Uma diferença que se observa com bastante clareza , sob mesmas condições entre água potável e água destilada, está:

I - corrente elétrica

II – densidade

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