Grade 11
  1. Conceitos básicos de química  1.1. Importância da Química  1.2. Natureza e escopo da química  1.3. leis da combinação química  1.3.1. Lei da conservação da massa  1.3.2. Lei das proporções definidas  1.3.3. Lei das proporções múltiplas  1.3.4. Lei dos volumes gasosos  1.3.5. Lei de Avogadro  1.4. Teoria atômica de Dalton  1.5. Conceito de mol e massa molar  1.6. Composição percentual  1.7. Fórmula empírica e molecular  1.8. Estequiometria e Cálculos Estequiométricos  1.9. Conceito de reagente limitante
  2. Estrutura do átomo  2.1. Descoberta do elétron, próton e nêutron  2.2. Modelo Atômico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. Modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecânico quântico do átomo  2.4. Dupla natureza da matéria e da radiação  2.5. Princípio da Incerteza de Heisenberg  2.6. Números quânticos  2.7. Orbitais atômicos e suas formas  2.8. Configuração eletrônica dos elementos  2.9. Princípio de Aufbau  2.10. Princípio da exclusão de Pauli  2.11. Regra da máxima multiplicidade de Hund  2.12. Hipótese de de Broglie  2.13. Efeito fotoelétrico
  3. Classificação dos elementos e periodicidade nas propriedades  3.1. Desenvolvimento histórico da tabela periódica  3.2. Lei Periódica Moderna e Tabela Periódica  3.3. Tendências periódicas em propriedades  3.3.1. Raio Atômico e Iônico  3.3.2. Entalpia de ionização  3.3.3. Entalpia de ganho de elétrons  3.3.4. Eletronegatividade  3.3.5. Valência  3.3.6. Propriedades Metálicas e Não Metálicas  3.3.7. Estados de oxidação  3.4. Propriedades Incomuns dos Primeiros Elementos
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Abordagem de Kossel–Lewis para ligação química  4.2. Ligação iônica ou eletrovalente  4.3. Ligação covalente e suas características  4.4. Parâmetros de ligação  4.5. Teoria VSEPR  4.6. Teoria do enlace de valência  4.7. Hibridização e seus tipos  4.8. Teoria do orbital molecular  4.8.1. Ordem de ligação e estabilidade  4.9. Ligação de hidrogênio
  5. Estados da matéria  5.1. Forças intermoleculares  5.2. Leis dos Gases  5.2.1. Lei de Boyle  5.2.2. Lei de Charles  5.2.3. Lei de Avogadro  5.2.4. Lei de Dalton das pressões parciais  5.2.5. Lei de Graham da difusão  5.3. Equação do Gás Ideal e Aplicações  5.4. Gases reais e desvios do comportamento ideal  5.5. Teoria cinética molecular dos gases  5.6. Liquefação de gases  5.7. Propriedades dos Líquidos  5.8. Tensão superficial e viscosidade
  6. termodinâmica  6.1. Sistema e ambiente  6.2. Tipos de sistemas em termodinâmica  6.3. Tipos de procedimentos  6.4. Primeira lei da termodinâmica  6.5. Energia interna e entalpia  6.6. Capacidade calorífica e calor específico  6.7. Lei de Hess da soma constante de calor  6.8. Entalpia de dissociação de ligação  6.9. Entalpia de formação e combustão  6.10. Entalpia de solução e neutralização  6.11. Espontaneidade e a segunda lei da termodinâmica  6.12. Energia livre de Gibbs e suas aplicações
  7. Equilíbrio  7.1. O conceito de equilíbrio  7.2. Constante de equilíbrio e suas aplicações  7.3. Princípio de Le Chatelier  7.4. Equilíbrio iônico em soluções  7.5. Teoria de Ácidos e Bases  7.5.1. Conceito de Arrhenius  7.5.2. Conceito de Bronsted-Lowry  7.5.3. Conceito de Lewis  7.6. Escala de pH e pOH  7.7. Efeito do íon comum  7.8. Hidrólise de sais  7.9. Soluções tampão e seu mecanismo de ação  7.10. Equilíbrio de solubilidade de sais pouco solúveis
  8. Reações Redox  8.1. Conceitos de Oxidação e Redução  8.2. Número de oxidação e suas aplicações  8.3. Reações redox em termos de transferência de elétrons  8.4. Balanceamento de reações redox (métodos do número de oxidação e íon-elétron)  8.5. Tipos de reações redox  8.6. Células Eletroquímicas e Reações Redox
  9. Hidrogênio  9.1. Posição do Hidrogênio na Tabela Periódica  9.2. Isótopos do hidrogênio  9.3. Preparação de Hidrogênio  9.4. Propriedades do Hidrogênio  9.5. Hidratos e sua classificação  9.6. Água e água pesada  9.7. Peróxido de hidrogênio e suas propriedades  9.8. Usos do Hidrogênio e Seus Compostos
  10. Elementos do bloco s (metais alcalinos e alcalino-terrosos)  10.1. Elementos do Grupo 1 - Propriedades e Tendências  10.2. Elementos do Grupo 2 - Propriedades e Tendências  10.3. Unusual properties of lithium and beryllium  10.4. Compostos importantes de sódio e seus usos  10.5. Compostos Importantes de Magnésio e Cálcio
  11. Alguns elementos do bloco p  11.1. Introdução Geral aos Elementos do Bloco p  11.2. Elementos do Grupo 13  11.2.1. Boro e seus compostos  11.3. Grupo 14 Elementos  11.3.1. Carbono e seus alótropos  11.3.2. Compostos Importantes de Carbono e Silício
  12. Química Orgânica - Alguns Princípios e Técnicas Básicas  12.1. Classificação e Nomenclatura de Compostos Orgânicos  12.2. Representação estrutural de compostos orgânicos  12.3. Classificação das reações orgânicas  12.4. Efeitos Eletrônicos em Química Orgânica  12.4.1. Efeito indutivo  12.4.2. Efeito de ressonância  12.4.3. Hiperconjugação  12.5. Mecanismo de reação e espécies intermediárias  12.6. Purificação e análise qualitativa de compostos orgânicos
  13. Hidrocarbonetos  13.1. Hidrocarbonetos  13.1.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2. alceno  13.2.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2.2. Reações de adição eletrofílica  13.3. Alcinos  13.3.1. Preparação e Propriedades dos Alcinos  13.4. Aromatic hydrocarbons  13.4.1. Estrutura e propriedades do benzeno  13.4.2. Reações de substituição eletrofílica do benzeno
  14. Química Ambiental  14.1. Poluição Ambiental  14.2. Poluição atmosférica e o efeito estufa  14.3. Poluição da água e métodos de tratamento  14.4. Poluição do solo e seus efeitos  14.5. Resíduos industriais e seu tratamento  14.6. Estratégias para controle da poluição

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Forças intermoleculares


As forças intermoleculares são forças de atração e repulsão entre partículas interativas (átomos e moléculas). Elas são mais fracas do que forças intramoleculares, como ligações covalentes ou iônicas dentro de uma molécula. Em química, especialmente no nível de ensino médio, entender essas forças é importante porque elas explicam como e por que a matéria se comporta de maneira diferente em diferentes estados - sólido, líquido e gasoso.

Observação dos estados da matéria

Os três estados principais da matéria são sólido, líquido e gás. Cada estado tem características diferentes com base em como as partículas interagem umas com as outras:

  1. Sólido: As partículas estão próximas umas das outras em uma disposição definida. Fortes forças intermoleculares mantêm as partículas juntas, dando aos sólidos uma forma e volume definidos.
  2. Líquido: As partículas estão em contato próximo, mas não em uma estrutura rígida, permitindo que fluam. Os líquidos têm um volume definido, mas não uma forma definida, conformando-se à forma de seu recipiente.
  3. Gás: As partículas estão distantes e se movem livremente. Os gases não têm forma nem volume definido e expandem-se para preencher seu recipiente.

Tipos de forças intermoleculares

Existem muitos tipos de forças intermoleculares, cada uma das quais varia em força e capacidade de agir sob circunstâncias específicas.

1. Força de dispersão de London

As forças de dispersão de London, também conhecidas como forças de dispersão, são as forças intermoleculares mais fracas e surgem da polarização temporária das nuvens de elétrons em átomos ou moléculas.

Imagine por um momento que os elétrons que giram ao redor do núcleo se concentram momentaneamente em um lado do átomo, criando um dipolo instantâneo. Este dipolo pode induzir um dipolo no átomo vizinho, produzindo uma fraca força de atração temporária.

Distribuição aleatória de elétrons: - O oo O o

2. Força dipolo-dipolo

As forças dipolo-dipolo ocorrem entre moléculas polares — moléculas que têm dipolos permanentes. Uma molécula polar tem uma carga parcial positiva em uma extremidade e uma carga parcial negativa na outra extremidade, devido às diferenças de eletronegatividade entre os átomos.

A extremidade positiva de uma molécula polar atrai a extremidade negativa de outra molécula polar, resultando em um tipo de força intermolecular mais forte do que as forças de dispersão de London.

Interações de dipolos permanentes: + -- oo -- +
, ,

3. Ligação de hidrogênio

A ligação de hidrogênio é um tipo especial de interação dipolo-dipolo. Surge quando o hidrogênio está covalentemente ligado a átomos altamente eletronegativos, como nitrogênio, oxigênio ou flúor. A maior diferença de eletronegatividade cria um dipolo mais forte. Se outro átomo eletronegativo com um par solitário de elétrons se aproximar do átomo de hidrogênio, forma-se uma ligação de hidrogênio.

A água é o exemplo mais comum de uma substância com fortes ligações de hidrogênio, o que explica seu alto ponto de ebulição e tensão superficial.

Exemplo de ligação de hidrogênio: O - H -- O | N - H -- O
Hey H Hey

4. Força íon-dipolo

As forças íon-dipolo são forças de atração entre um íon e uma molécula polar. Essas forças são particularmente fortes, muito mais fortes do que as ligações de hidrogênio, e são tipicamente encontradas em soluções onde compostos iônicos estão dissolvidos em solventes polares, como sal em água.

Exemplo de interação íon-dipolo: Na+ -- O(-)H2O
Na+ Hey

Forças intermoleculares e propriedades físicas

A força e o tipo de forças intermoleculares afetam diretamente as propriedades físicas das substâncias, incluindo ponto de ebulição, ponto de fusão, solubilidade e pressão de vapor.

1. Ponto de ebulição e ponto de fusão

Geralmente, substâncias com forças intermoleculares mais fortes têm pontos de ebulição e fusão mais altos. Isso ocorre porque é necessário mais energia para superar essas forças. Por exemplo, o fluoreto de hidrogênio (HF), que tem ligação de hidrogênio, tem um ponto de ebulição muito mais alto do que o cloreto de hidrogênio (HCl), que tem apenas forças dipolo-dipolo.

2. Solubilidade

Semelhante dissolve semelhante - substâncias polares dissolvem bem em solventes polares, e substâncias não polares dissolvem bem em solventes não polares. A água, um solvente polar, pode dissolver efetivamente compostos iônicos e outras substâncias polares, graças em grande parte à sua capacidade de formar ligações de hidrogênio.

3. Pressão de vapor

A pressão de vapor é a pressão exercida por um vapor em equilíbrio com sua fase líquida. Substâncias com forças intermoleculares fracas têm pressões de vapor mais altas porque as partículas escapam facilmente da fase líquida. Por exemplo, o éter dietílico, que possui fracas forças de dispersão de London, tem uma pressão de vapor mais alta do que a água na mesma temperatura.

Papel das forças intermoleculares na vida cotidiana

Compreender as forças intermoleculares vai além do conhecimento teórico; tem aplicações no mundo real. Essas forças explicam por que bolhas se formam na água fervente, por que o gelo é menos denso que a água líquida, e como os lagartos andam nas paredes.

Por exemplo, a capacidade da água de formar gotas e esferas em uma superfície é devido à sua alta tensão superficial, resultado das fortes ligações de hidrogênio. Esta propriedade é importante nos mecanismos de transporte de água das plantas. Enquanto isso, algumas substâncias aderem a superfícies devido a forças adesivas (um tipo de força intermolecular).

Conclusão

Em resumo, as forças intermoleculares são essenciais para entender o comportamento das substâncias em diferentes estados da matéria. As forças de dispersão de London, as interações dipolo-dipolo, ligações de hidrogênio e forças íon-dipolo contribuem para determinar as propriedades físicas das substâncias. Sua importância é evidente tanto em processos naturais quanto em aplicações práticas, tornando-as uma parte integral da química.


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Forças intermoleculares

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