Situação de aprendizagem 01

Situação de aprendizagem 01

Forças de interação entre partículas que compõem os estados sólido, líquido e gasoso

HABILIDADES:

CONSTRUIR E INTERPRETAR O CONCEITO DE FORÇAS INTERPARTÍCULAS, REALCIONANDO-AS ÁS PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS IÔNICAS, MOLECULARES E METÁLICAS.

Será que as moléculas, quando próximas exercem algum tipo de força?

A resposta é sim, átomos e moléculas por possuírem um campo magnético, exercem uma força sobre as outras.

Então agora vamos entender exatamente que tipo de força é essa.

Bons estudos!!!!!!!

E nosso planeta, a água encontra-se nos estados sólido, líquido e gasoso. A água doce disponível (no máximo 0,3% de toda a água do planeta) já teria sido totalmente consumida se não fosse o ciclo hidrológico, que envolve, sob a ação da energia solar, o movimento contínuo das águas, distribuindo-as em diferentes regiões do planeta: estado sólido nas geleiras e calotas polares; no estado líquido nos oceanos, mares, rios, lençóis freáticos etc.; estado gasoso (vapor-d´ água) na atmosfera. Esse movimento se dá por meio de transformações, algumas envolvendo mudanças de fase- como evaporação, a transpiração e a condensação- que culminam com a precipitação da água, na forma de chuva, e sua infiltração nas camadas subterrâneas do solo. Esses processos estão representados a seguir:

Força intermolecular quando duas moléculas se aproximam há uma interação de seus campos magnéticos o que faz surgir uma força entre elas. É o que chamamos de força intermolecular. Essas forças variam de intensidade, dependendo do tipo da molécula (polar ou apolar).

Polaridade, essa propriedade depende da eletronegatividade dos átomos envolvidos na ligação, ou seja, da capacidade que o átomo tem de atrair para si o par de elétrons que ele compartilha com outro átomo em uma ligação covalente.

Tabela de eletronegatividade

Lembrando que o menor valor é o mais eletropositivo

Elementos	Eletronegatividade
F	3,98
O	3,44
Cl	3,16
N	3,04
Br	2,96
I	2,66
S	2,58
C	2,55
Metais Nobres	2,54 a 2,28
H	2,20
P	2,19
Semi-metais	2,04 a 1,18
Metais Comuns	2,20 a 0,79
Fr	0,70

Eletronegatividade: É a tendência que um átomo tem de atrair elétrons. É muito característico dos não-metais. Linus Pauling, através de experimentos, tentou quantificar esta tendência e criou uma escala de eletronegatividade. Na tabela periódica, os gases nobres não são considerados, já que não tem tendência a ganhar ou perder elétrons. Já estão estabilizados. 

 Eletropositividade: É a tendência que um átomo tem de perder elétrons. É muito característico dos metais. Pode ser também chamado de caráter metálico. É o inverso da eletronegatividade. Os gases nobres também não são considerados, por conta da sua estabilidade.

No caso das moléculas orgânicas, todas as ligações entre seus átomos são covalentes, por isso, precisamos analisar a diferença de eletronegatividade entre os átomos das ligações para determinar se as moléculas são polares ou apolares.

Quando a molécula for diatômicas, formadas por átomos iguais, elas exerceram a mesma força não havendo formação de polos,  anulando seus vetores, neste caso será uma molécula apolar.

Em uma situação que os átomo são diferentes, o átomo mais eletronegativa exercerá uma força, onde o outro átomo será eletropositivo, ou seja cargas parciais diferentes. Então teremos uma molécula polar.

Exemplo:

A imagem  descreve que o átomo de Cloro é mais eletronegativo que o Hidrogênio.

Exemplo de apolar.

A molécula do BF3 apresenta 3 ligações polares, com os vetores direcionados para o flúor, que é o elemento mais eletronegativo. A geometria trigonal plana da molécula confere uma distribuição eletrônica simétrica ao redor do boro caracterizando a molécula como apolar, já que os três vetores se anulam.

A molécula do dióxido de carbono CO2 é linear, e as ligações entre os átomos de carbono e oxigênio são polares, porém os vetores que definem o momento dipolar se anulam e a molécula é apolar.
O← C → C

Existem três tipos de interações intermoleculares. Elas servem somente para as substâncias que possuem ligações covalentes. São elas:
- Pontes de Hidrogênio ou Ligações de Hidrogênio;
- Forças dipolo-dipolo, dipolo-permanente ou dipolar;
- Forças de London, Forças de Van der Waals ou dipolo-induzido.

Pontes de Hidrogênio

Uma conseqüência das pontes de hidrogênio que existem na água é a sua elevada tensão superficial. As moléculas que estão no interior do líquido atraem e são atraídas por todas as moléculas vizinhas, de tal modo que as essas forças se equilibram. Já as moléculas da superfície só são atraídas pelas moléculas de baixo e dos lados.

Exemplo: A tensão superficial explica alguns fenômenos, como por exemplo, o fato de alguns insetos caminharem sobre a água e a forma esférica das gotas de água.

Esta interação intermolecular pode ser chamada também de Ligações de Hidrogênio. É realizada sempre entre o hidrogênio e um átomo mais eletronegativo, como flúor, oxigênio e nitrogênio.

                        

Dipolo-Dipolo

Esta interação intermolecular pode ser chamada também de dipolo-permanente ou dipolar.
Ocorre em polares. É menos intensa que as pontes de hidrogênio.
Quando a molécula é polar, há de um lado um átomo mais eletropositivo e do outro, um átomo mais eletronegativo.
Estabelece-se de modo que a extremidade negativa do dipolo de uma molécula se oriente na direção da extremidade positiva do dipolo de outra molécula.
Assim:

Exemplos:
HCl, HBr, HI

Forças de London

Esta interação intermolecular pode ser chamada também de dipolo-induzido ou Forças de Van der Waals.
É a interação mais fraca de todas e ocorre em moléculas apolares. Neste caso, não há atração elétrica entre estas moléculas. Deveriam permanecer sempre isolados e é o que realmente acontece porque, em temperatura ambiente, estão no estado gasoso.
São cerca de dez vezes mais fracas que as ligações dipolo-dipolo.
A molécula mesmo sendo apolar, possui muitos elétrons, que se movimentam rapidamente. Pode acontecer, em um dado momento, de uma molécula estar com mais elétrons de um lado do que do outro. Esta molécula estará, portanto, momentaneamente polarizada e por indução elétrica, ira provocar a polarização de uma molécula vizinha (dipolo induzido), resultando uma fraca atração entre ambas. Esta atração é a Força de London.
Exemplos: Cl2, CO2, H2