Grade 7
  1. Introdução à Química  1.1. O que é Química?  1.2. Importância da química na vida cotidiana  1.3. Ramos da química  1.4. Método Científico na Química  1.5. Regras e Precauções de Segurança no Laboratório  1.6. Equipamentos de Laboratório Comuns e Seus Usos  1.7. Unidades de medida em química
  2. Matéria e suas propriedades  2.1. Definição de Matéria  2.2. Classificação da matéria  2.3. Propriedades da matéria  2.3.1. Propriedades físicas  2.3.2. Propriedades químicas  2.4. Estados da matéria  2.4.1. Estado sólido  2.4.2. Estado líquido  2.4.3. Estado gasoso  2.4.4. Plasma e Condensados de Bose–Einstein  2.5. Mudanças nos estados da matéria  2.5.1. Fusão e congelamento  2.5.2. Evaporação e Condensação  2.5.3. Sublimação e deposição  2.6. Densidade e suas aplicações  2.7. Difusão e sua importância
  3. Elementos, Compostos e Misturas  3.1. Definição do elemento  3.2. Classificação dos elementos  3.3. Metais, Não-metais e Metalóides  3.4. Gases nobres e suas propriedades  3.5. Introdução à Tabela Periódica  3.6. Definição de Composto  3.7. Propriedades dos Compostos  3.8. Introdução às Fórmulas Químicas  3.9. Definição de Mistura  3.10. Tipos de misturas  3.10.1. Mistura homogênea  3.10.2. Misturas heterogêneas  3.11. Diferença Entre Compostos e Misturas  3.12. Soluções, Coloides e Suspensões
  4. Separação de misturas  4.1. Necessidade de separação de misturas  4.2. Métodos de separação  4.2.1. Filtração  4.2.2. Sedimentação e decantação  4.2.3. Evaporação  4.2.4. Cristalização  4.2.5. Destilação  4.2.6. Cromatografia  4.2.7. Separação Magnética  4.2.8. Centrifugação
  5. Estrutura Atômica  5.1. Introdução aos Átomos  5.2. Estrutura do átomo  5.2.1. Núcleo e nuvem eletrônica  5.3. Partículas subatômicas  5.3.1. Protão  5.3.2. Nêutron  5.3.3. Elétrons  5.4. Número atômico e número de massa  5.5. Isótopos e seus usos  5.6. Íons e formação de íons
  6. Tabela periódica  6.1. Introdução à Tabela Periódica  6.2. Grupos e períodos  6.3. Tendências na Tabela Periódica  6.3.1. Tamanho Atômico  6.3.2. Caracter metálico e não metálico  6.3.3. Eletronegatividade  6.3.4. Reatividade dos elementos  6.4. Metais alcalinos e suas propriedades
  7. Ligação química  7.1. Por que os átomos formam ligações?  7.2. Tipos de ligações químicas  7.2.1. Ligação iônica  7.2.2. Ligação covalente  7.2.3. Ligação Metálica  7.3. Propriedades dos Compostos Iônicos e Covalentes  7.4. Forças intermoleculares
  8. Reações Químicas  8.1. Introdução às Reações Químicas  8.2. Sinais de uma reação química  8.3. Tipos de Reações Químicas  8.3.1. Reações de Combinação  8.3.2. Reações de decomposição  8.3.3. Reações de Deslocamento  8.3.4. Reações de dupla substituição  8.3.5. Reações de combustão  8.4. Lei da conservação da massa  8.5. Balanceamento de equações químicas simples
  9. Ácidos, Bases e Sais  9.1. Definição de Ácido e Base  9.2. Propriedades dos Ácidos  9.3. Propriedades das bases  9.4. Escala de pH e Indicadores  9.5. Reações de neutralização  9.6. Ácidos e Bases Comuns na Vida Cotidiana  9.7. Preparação e uso de sais  9.8. Ácidos e bases fortes e fracas
  10. Soluções e Solubilidade  10.1. Definição de Solução  10.2. Componentes da solução  10.2.1. Solução  10.2.2. soluto  10.3. Fatores que Afetam a Solubilidade  10.4. Concentration of solutions  10.5. Soluções saturadas e insaturadas  10.6. Coloides e suspensões  10.7. Curva de solubilidade e sua interpretação
  11. Ar e atmosfera  11.1. Composição do ar  11.2. Propriedades dos gases no ar  11.3. Importância do Oxigênio e do Dióxido de Carbono  11.4. Poluição do ar e seus efeitos  11.5. Efeito estufa e aquecimento global  11.6. Maneiras de reduzir a poluição do ar  11.7. Camada de ozônio e sua importância
  12. Água e sua importância  12.1. Propriedades da Água  12.2. A água como solvente universal  12.3. Importância da água para a vida  12.4. Poluição da água e seus efeitos  12.5. Purificação da Água  12.5.1. Filtração  12.5.2. ferver  12.5.3. Cloração na purificação da água  12.5.4. osmose reversa  12.6. Água dura e água macia  12.7. Ciclo da água e sua importância
  13. Combustíveis e energia  13.1. Tipos de combustíveis  13.1.1. Combustíveis fósseis  13.1.2. Fontes de energia renovável  13.2. Combustão e liberação de energia  13.3. Aquecimento global e seus efeitos  13.4. Fontes alternativas de energia  13.5. Maneiras de conservar energia
  14. Metais e Não-metais  14.1. Propriedades físicas e químicas dos metais  14.2. Propriedades Físicas e Químicas dos Não-Metais  14.3. Diferença Entre Metais e Não-Metais  14.4. Usos de metais e não metais  14.5. Corrosão dos metais e sua prevenção  14.6. Ligas e sua importância
  15. Plásticos e polímeros  15.1. Polímeros naturais e sintéticos  15.2. Propriedades do plástico  15.3. Plásticos Biodegradáveis e Não Biodegradáveis  15.4. Impacto ambiental do plástico  15.5. Reciclagem e gestão de resíduos em plásticos e polímeros  15.6. Usos Diários de Polímeros
  16. Introdução à Química Orgânica  16.1. Definições básicas de química orgânica  16.2. Compostos de Carbono na Vida Diária  16.3. Hidrocarbonetos  16.4. Grupos funcionais simples (álcoois e ácidos carboxílicos)  16.5. Importância dos compostos orgânicos na indústria

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Forças intermoleculares


As forças intermoleculares são forças de atração ou repulsão que atuam entre partículas vizinhas (átomos, moléculas ou íons). Elas são diferentes das forças intramoleculares, que mantêm os átomos juntos dentro de uma molécula ou composto. Compreender essas forças é importante porque elas determinam muitas propriedades físicas das substâncias, como os pontos de ebulição e fusão, solubilidade e o estado da matéria a uma determinada temperatura e pressão.

Vamos explorar os tipos básicos de forças intermoleculares: forças de dispersão de London, interações dipolo-dipolo e ligações de hidrogênio.

Força de dispersão de London

As forças de dispersão de London são as forças intermoleculares mais fracas. Elas são causadas por flutuações temporárias na densidade eletrônica que ocorrem em todos os átomos e moléculas. Quando os elétrons estão distribuídos assimetricamente, isso cria um dipolo temporário, que pode induzir um dipolo em um átomo ou molécula vizinha, resultando em uma atração fraca.

Essas forças estão presentes em todas as moléculas, sejam polares ou apolares. Elas aumentam com o tamanho da nuvem eletrônica; átomos ou moléculas maiores com mais elétrons exibem forças de dispersão de London mais fortes.

Exemplo: Gases nobres como hélio (He), néon (Ne), argônio (Ar).

Exemplo visual:

Nuvem Eletrônica 1 Nuvem Eletrônica 2 dipolo temporário

Interação dipolo-dipolo

Interações dipolo-dipolo ocorrem entre moléculas polares; essas moléculas têm dipolos permanentes, ou seja, têm uma extremidade positiva e uma negativa. Quando duas moléculas polares se aproximam, a extremidade positiva de uma molécula é atraída pela extremidade negativa da outra.

Essas interações são mais fortes que as forças de dispersão de London, mas mais fracas que as ligações de hidrogênio. A força das interações dipolo-dipolo depende da magnitude dos dipolos e da distância entre eles.

Exemplo: Cloreto de hidrogênio (HCl), onde H é ligeiramente positivo e Cl é ligeiramente negativo.

Exemplo visual:

δ+ δ-

Ligações de hidrogênio

Uma ligação de hidrogênio é um tipo especial de interação dipolo-dipolo que ocorre quando o hidrogênio está covalentemente ligado a um átomo altamente eletronegativo, como nitrogênio (N), oxigênio (O) ou flúor (F). O átomo de hidrogênio torna-se ligeiramente positivo à medida que o átomo eletronegativo puxa a densidade eletrônica para longe de si. O hidrogênio ligeiramente positivo então forma uma ligação com um par de elétrons livres no outro átomo eletronegativo.

As ligações de hidrogênio são mais fortes que as forças de dispersão de London e as interações dipolo-dipolo, mas são mais fracas que as ligações covalentes ou iônicas.

A presença de ligações de hidrogênio explica as propriedades únicas da água, como seu alto ponto de ebulição e tensão superficial.

Exemplo: Água (H2O), onde H está ligado a O.

Exemplo visual:

O H H O H H Ligação de Hidrogênio

Comparação das forças intermoleculares

É necessário entender a força relativa dessas forças para compreender como elas afetam as propriedades da matéria.

  • Força de dispersão de London: O tipo mais fraco de força intermolecular, presente em todas as moléculas.
  • Interações dipolo-dipolo: Ocorrem entre moléculas polares, são mais fortes que as forças de dispersão de London.
  • Ligações de hidrogênio: Formadas quando o hidrogênio está covalentemente ligado a N, O ou F, a força intermolecular mais forte dos três tipos descritos aqui.

Aplicações na vida real

As forças intermoleculares desempenham um papel importante na vida cotidiana e nos fenômenos naturais. Por exemplo:

  • Alto ponto de ebulição da água: Por causa das ligações de hidrogênio, a água tem um ponto de ebulição de 100°C (212°F), que é muito mais alto que outras moléculas de mesmo tamanho.
  • Tensão superficial: A água possui uma tensão superficial maior do que a maioria dos outros líquidos porque as ligações de hidrogênio formam um "filme" na superfície.
  • Processos bioquímicos da vida: Em sistemas biológicos, as ligações de hidrogênio são importantes para manter estruturas de DNA e facilitar a funcionalidade das enzimas.

Fatores que afetam as forças intermoleculares

Vários fatores podem afetar a força e o efeito das forças intermoleculares:

  • Tamanho molecular: Moléculas maiores com mais elétrons geralmente possuem forças de dispersão de London mais fortes.
  • Polaridade: Moléculas mais polares exibirão interações dipolo-dipolo mais fortes.
  • Presença de ligações de hidrogênio: Moléculas que podem formar ligações de hidrogênio geralmente têm atrações intermoleculares fortes.

Forças intermoleculares são essenciais para entender como substâncias se comportam em diferentes ambientes e condições. O conhecimento dessas forças pode ajudar a prever pontos de ebulição e fusão, solubilidade e o comportamento geral das substâncias.

Conclusão

Em resumo, as forças intermoleculares são cruciais na determinação das propriedades físicas das substâncias. Embora sejam mais fracas que as ligações dentro das moléculas, afetam significativamente como as substâncias interagem umas com as outras. Ao entender as forças de dispersão de London, as interações dipolo-dipolo e as ligações de hidrogênio, obtemos insights sobre os comportamentos fascinantes da matéria que são essenciais tanto para a ciência quanto para o mundo natural. Este conhecimento fundamental estabelece a base para estudos em química e além.


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