Aula_4_ Geometria molecular e forças intermoleculares.ppt

Geometria nolecular

1. MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
SECRETARIA DE EDUCAÇÃO PROFISSIONAL E TECNOLÓGICA
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE SANTA CATARINA
CAMPUS LAGES
4. Geometria Molecular
Prof. Marcel Piovezan
[email protected]
Curso Superior de Tecnologia em Processos Químicos
Química Geral e Experimental I Fase 1

2. GEOMETRIA MOLECULAR
DEPENDE:
Disposição espacial dos núcleos dos
átomos.
Repulsão dos pares eletrônicos das
ligações ou pares livres dos átomos.
Obs. Toda molécula formada por dois
átomos é sempre linear.

3. Nuvens Eletrônicas
Quando se tratar de moléculas com três ou
mais átomos, considera-se uma nuvem
eletrônica para os casos:
Ligação covalente simples
Ligação covalente dupla
Ligação covalente tripla
Par de elétrons não ligante

4. 1 -Moléculas diatômicas = são sempre lineares
Ex= H
2, Cℓ
2, HCl, HBr......
GEOMETRIA
2-Moléculas poliatômicas
Ageometriaédeterminadapelonúmerode
paresdeelétronsemtornodoátomocentral.

5. Dois pares ligantes –Linear (180
0
)
Ex= CO
2, CS
2
....
Três pares
Todos ligantes –Trigonal plana (120
0
)
Ex = SO
3, BF
3.
:Ö = C = Ö:

6. -Dois ligantes e um não ligante –Angular plana (~105
0
)
Ex = SO
2
Quatro pares
-Todos ligantes –Tetraédrica (109
0
28
’
)
Ex = CH
4

7. -Três ligantes e um não ligante –Piramidal(~107
0
)
Ex = NH
3
-Quatro ligantes e dois não ligante –Quadrado Planar
Ex = [Cu(NH
3)
4]
2+

8. Cinco pares ligantes –Bipirâmide trigonal
Ex = PCℓ
5
Quatro Ligações E Um Par Eletrônico Livre -Gangora
Ex = SF4

9. Seis pares ligantes –Bipiramide Tetraédrica
“Base Quadrada” ou Octaédrica
Ex = (excessão à regra do octeto) SF
6
Três pares ligantes e Dois Não Ligantes –Forma T
Ex = CℓF
3

10. -Sete ligantes e Zero não ligante
Bipirâmide Pentagonal
Ex = FB
7
-Cinco ligantes e Um não ligante
Pirâmide Quadrada
Ex = FCℓ
5

11. GEOMETRIA
MOLECULAR

12. Exercícios de fixação:
Mostre as ligações (estrutura de Lewis) e Determine a
forma geométrica das espécies químicas abaixo:
•SCℓ
2
•BF
3
•HI
•O
3
•PH
3
•CO
2
•P
4
•SiH
4
NH
3
NH
4
+

13. POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões
distintas da ligação –pólos.
Ligações iônicas: são fortemente polarizadas,
cada íon define um pólo da ligação.
+
_

14. Polaridade das Ligações
Ligações covalentes: é função da diferença de
eletronegatividade entre os átomos da ligação.
Classificação:
-Apolar: formadas por átomos de eletronegatividades
iguais, a nuvem não se deforma.
-Polar: formadas por átomos de eletronegatividade
diferentes, a nuvem se deforma.

15. Polaridade das Ligações
Ligação covalente apolar:
Ligação covalente polar:
H
2
HCl 
H H
H Cl

+

-

16. 1)LigaçãoCovalenteApolar:Ocorreentre
átomosiguais.Dessaforma,osátomos
possuemmesmaeletronegatividadeeatraem,
consequentemente, o par eletrônico
compartilhadocomamesmaintensidade.
Ex.:H
2,O
2,N
2
HH
O par eletrônico é equidistante
aos dois núcleos

17. 2)LigaçãoCovalentePolar:Ocorreentreátomos
diferentes.Dessaforma,oátomoquepossuimaior
eletronegatividadeatraiopareletrônico
compartilhadocommaiorintensidade.
Ex.:HCl.Opareletrônicoficamaispróximodocloro
poisesteátomoatraimaisfortementeoselétronsda
ligaçãocovalente(porqueémaiseletronegativo).
HCl
+
-
A ligação forma
um dipolo elétrico

18. Obs.Quantomaioradiferençade
eletronegatividadeentreosátomosmaiora
polarização.
F O N = Cl Br I = S = C P = H metais
Acadaligaçãocovalentepolarcorresponde
umdipoloelétrico.Serãotantosdipolos,
quantasforemasligaçõespolares.

19. Asligaçõespolareseosdipolosformadosserão
tantomaiores,quantomaiorforadiferençade
eletronegatividadeentreosátomosligantes.
Ex: H-F > H-Cl > H-Br > H-I
H
2O > H
2S
Representação do dipolo = vetor momento dipolar



20. POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
Definição:acúmulodecargaselétricasemregiões
distintasdamolécula,suaforçadependedapolaridade
dasligaçõesedageometriamolecular.
Momentodipolar:éovetorqueorientaapolaridade
daligação,pólopositivoparaonegativo.
Ex: H Cl

Momento dipolar resultante (
r):vetor que
define a polaridade da molécula, soma dos vetores.

21. Polaridade das Moléculas
Molécula apolar: momento dipolar (
r) = zero.
Ex: molécula do gás carbônico –CO
2.

O = C = O O C O 
r = Zero
Molécula polar: momento dipolar (
r) zero.
Ex: molécula da água –H
2O.
O
H H
O 
rZero (polar)
H H

22. Exercícios de fixação:
1. Os tipos de ligações dos compostos LiF, SCl
2e Cl
2são,
respectivamente:
a) covalente apolar, covalente polar e iônica.
b) iônica, covalente apolar e covalente apolar.
c) covalente polar, iônica e covalente apolar.
d) covalente apolar, iônica e covalente polar.
e) iônica, covalente polar, covalente apolar.
2. Dadas as moléculas O
2, PCl
3, BeH
2, C
5H
10e CHCl
3o número de
moléculas polares é:
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
3. Dos solventes abaixo, o mais indicado para dissolver enxofre (S
8) é:
a) H
2O(água) d) CS
2(dissulfeto de carbono)
b) C
2H
5OH (álcool etílico) e) C
3H
8O
3(glicerina)
c) HCCl
3(clorofórmio)

23. LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de substâncias
no estado sólido ou líquido.
Tipos de ligações intermoleculares:
1) Ligação Dipolo –Dipolo: ocorrem entre as
moléculas polares.
2) Ligação de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas
fortemente polarizadas, quando o Hse encontra ligado aos
átomos de F, Oe N.
3) Ligação Dipolo Induzido –Dipolo Induzido:
ocorrem entre as moléculas apolares.
4) Ligação Dipolo–Dipolo Induzido: ocorrem entre as
moléculas polares emoléculas apolares.

24. Forças Intermoleculares e as
Propriedades PF e PE
Dois fatores influem nos PF e PE:
1) Ligações intermolecular: quanto maior a
intensidade das forças de ligação, maiores os PF e
PE da substância.
Ordem crescente da intensidade de interação:
Dipolo induzido < dipolo –dipolo < ligação de H
2) O tamanho das moléculas: quanto maior o
tamanho das moléculas, maiores o PF e PE da
substância.

25. Forças Intermoleculares e as
Propriedades PF e PE
Exemplos:
PE
Tamanho da molécula
100
0
-100
H
2O
H
2S
H
2Se
H
2Te
PE
Tamanho da molécula
CH
4
SeH
4
GeH
4
SnH
4

26. Exercícios de fixação:
1.Considere as seguintes substâncias químicas: H
2, CH
4, HCl, H
2S e
H
2O. Qual delas apresenta moléculas associados por pontes de
hidrogênio?
a) H
2 b) CH
4c) HCl d) H
2S e) H
2O
2. Dentre os cloretos a seguir, o mais volátil, provavelmente é:
a) CCl
4
b) SiCl
4
c) GeCl
4
d) SnCl
4
e) PbCl
4

27. 4.Oferrosólidoeocloretodesódiofundidoconduzemcorrenteelétrica.Oque
hánoferroenosalqueexplicamtalcomportamento?
5.QuandoHrecebeumelétronesetransformaemânion,podemosdizerqueo
hidrogêniopassaaserhélio?Porquê?
6.Onúmerodemassa(A)do
27
AlsealteraquandoelesetransformaemAl
3+
?
Porquê?
7.UmelementometálicoformaumsulfetodefórmulaM
2S
3.Afórmuladeseu
cloretoserá:
8.SabendoqueoelementoEpertenceaosubgrupo2AequeoelementoD
pertenceaosubgrupo7A,escrevaafórmuladocompostoconstituídoporE
eDeanaturezadaligaçãoentreeles.
9.Átomosneutrosrepresentadospor
73Xaoseuniremaátomosdeflúor
formamocompostoiônicodefórmula:
10.SejamoselementosXcom53elétronseYcom38elétrons.Depoisde
fazermosasuadistribuiçãoeletrônica,podemosafirmarqueocomposto
maisprovávelformadopeloelementosé:

28. 11. Qual o número de ligações coordenadas nas moléculas de H
2SO
4,
H
3PO
4e SO
2, respectivamente?
12. Quais ligações são apresentadas pelo cloreto de amônio (NH4Cl)
possui:
13. Dadas as moléculas:
HCl
H
2O
NH
3
BF
3
CH
4
Quais são polares:
•14. Qual o tipo de interação que se manifesta entre as
moléculas de: NH
3? CH
4?

29. 15.Comparando-se as temperaturas de ebulição dos compostos
HF, HCl, HBr, HI, nota-se que a do HF é muito elevada em
relação aos demais. Como poderíamos explicar esse fato?
16. A congelação da água na superfície dos lagos em países frios
ocorre pela:
a) ruptura de ligações intermoleculares.
b) Ruptura de ligações intramoleculares.
c) Formação de ligações intermoleculares.
d) Formação de ligações intramoleculares.
e) Formação de ligação inter e intramoleculares.
17.O dióxido de carbono solidificado, as moléculas de CO
2serão
unidas por ligações: