Graduação
  1. Química Geral  1.1. Introdução à Química  1.2. Estrutura Atômica  1.2.1. Partículas subatômicas  1.2.2. Modelo Atômico  1.2.3. Números quânticos  1.2.4. Configuração Eletrônica  1.2.5. Tendências periódicas  1.2.6. Isótopos e suas aplicações  1.3. Ligação Química  1.3.1. Ligação iônica  1.3.2. Ligações covalentes  1.3.3. Ligação Metálica  1.3.4. Hibridização  1.3.5. Geometria molecular e teoria VSEPR  1.3.6. Polaridade de ligação e momento dipolar  1.4. Estequiometria  1.4.1. Conceito de mol  1.4.2. Fórmula empírica e molecular  1.4.3. Reagente limitante e reagente em excesso  1.4.4. Rendimento Percentual e Pureza  1.4.5. Cálculo de diluição  1.5. Estados da Matéria  1.5.1. Leis dos Gases  1.5.2. Matéria e Forças Intermoleculares  1.5.3. Estruturas Sólidas e Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma e fluido supercrítico  1.6. Reações químicas  1.6.1. Tipos de Reações Químicas  1.6.2. Balanceamento de Equações Químicas  1.6.3. Reações termoquímicas  1.6.4. Perfis de energia de reação  1.7. Soluções e Misturas  1.7.1. Unidades de concentração  1.7.2. Propriedades do síndrome  1.7.3. Solubilidade e Regras de Solubilidade  1.7.4. Lei de Henry e Lei de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partição  1.8. Equilíbrio químico  1.8.1. Lei da ação das massas  1.8.2. Princípio de Le Chatelier  1.8.3. Quociente de reação  1.8.4. Para usar esta calculadora online para Constante de Equilíbrio, insira a Constante de Equilíbrio (Eq.) e pressione o botão calcular. Aqui está como o cálculo da Constante de Equilíbrio pode ser explicado com os valores de entrada fornecidos -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Balanço ácido-base  1.9. Ácidos e bases  1.9.1. Definições de Arrhenius, Brønsted–Lowry e Lewis  1.9.2. pH e pOH  1.9.3. Titulação ácido-base  1.9.4. Solução Tampão  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Ácidos e Bases Polipróticos  1.10. Eletroquímica  1.10.1. reações redox  1.10.2. Células Galvânicas e Eletrolíticas  1.10.3. Equação de Nernst  1.10.4. Eletrolise  1.10.5. Leis de Faraday da eletrólise  1.11. Termodinâmica  1.11.1. Leis da Termodinâmica  1.11.2. Entalpia, entropia e energia livre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidade das reações  1.11.4. Ciclos termodinâmicos (Lei de Hess, Ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. Lei de velocidade e ordem de reação  1.12.2. Energia de Ativação e Catalisador  1.12.3. Teoria das colisões  1.12.4. Mecanismo de reação  1.12.5. Teoria do estado de transição
  2. Química orgânica  2.1. Estrutura e relações  2.1.1. Hybridisation in Carbon Compounds  2.1.2. Ressonância e aromatização  2.1.3. Molecular orbitals  2.1.4. Efeitos indutivo e mesomérico  2.2. Hidrocarbonetos  2.2.1. Hidrocarbonetos  2.2.2. Alquenos  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compostos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos e Conformação  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Álcoois e fenóis  2.3.2. Éteres e epóxidos  2.3.3. Aldeído e cetona  2.3.4. Ácidos carboxílicos e derivados  2.3.5. Amina  2.3.6. Ésteres e amidas  2.3.7. Tióis e Sulfetos  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomerismo em Estereoquímica  2.4.2. Quiralidade e atividade óptica  2.4.3. Análise Estrutural  2.4.4. Diastereômeros e Enantiômeros  2.5.1. Reações de substituição  2.5.2. Reações de eliminação  2.5.3. Reações de Adição  2.5.4. Reações Radicais  2.5.5. Reações de rearranjo  2.5.6. Reações Pericíclicas  2.6. Espectroscopia e análise estrutural  2.6.1. Espectroscopia Infravermelha  2.6.2. Espectroscopia de ressonância magnética nuclear  2.6.3. Espectrometria de Massas  2.6.4. Espectroscopia UV-visível  2.6.5. Cristalografia de raios X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adição e Condensação  2.7.2. Mecanismo de polimerização  2.7.3. Polímero Biodegradável  2.7.4. Polímeros condutores e inteligentes
  3. Química inorgânica  3.1. Química de Coordenação  3.1.1. Ligantes e compostos de coordenação  3.1.2. Teoria do campo cristalino  3.1.3. Teoria do Orbital Molecular em Compostos de Coordenação  3.1.4. Distorsão de Jahn–Teller  3.2. Química do Grupo Principal  3.2.1. Metais alcalinos e alcalino-terrosos  3.2.2. Halogênios e Gases Nobres  3.2.3. Metais de transição e seus complexos  3.2.4. Lantanídeos e Actinídeos  3.3. Química do estado sólido  3.3.1. Redes cristalinas e células unitárias  3.3.2. Defeitos em sólidos  3.3.3. Propriedades elétricas e magnéticas  3.3.4. Supercondutividade  3.4. Química bioinorgânica  3.4.1. Íons metálicos na biologia  3.4.2. Reações enzimáticas com metais  3.4.3. Intoxicação por metais e desintoxicação  3.4.4. Metaloproteínas e Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Quântica  4.1.1. Dualidade onda-partícula  4.1.2. Equação de Schrödinger  4.1.3. Números Quânticos e Orbitais  4.1.4. Espectroscopia atômica e molecular  4.2. Mecânica estatística  4.2.1. Distribuição de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funções de partição  4.2.3. Estatísticas de Bose–Einstein e Fermi–Dirac  4.3. Termodinâmica Química  4.3.1. Energia Livre de Gibbs  4.3.2. Transição de fase  4.3.3. Eficiência termodinâmica  4.4. Química de superfícies  4.4.1. Absorção e Catálise  4.4.2. Coloides e Emulsões
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clássicos  5.1.1. Análise Gravimétrica  5.1.2. titritrimetria  5.2. Métodos instrumentais  5.2.1. Cromatografia  5.2.2. Espectroscopia  5.2.3. Métodos Eletroanalíticos  5.2.4. Difração de raios X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Princípios de engenharia química  6.3. Química Verde  6.4. Produtos Farmacêuticos e Síntese de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohydrates  7.2. Proteínas e enzimas  7.3. Lipídios e membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo e Bioenergética  7.6. Cinética enzimática e mecanismo

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Matéria e Forças Intermoleculares


O estudo dos fluidos e das forças intermoleculares desempenha um papel importante na compreensão das propriedades da matéria na química. As forças intermoleculares são forças de atração ou repulsão entre partículas vizinhas (átomos, moléculas ou íons). Elas são responsáveis por muitas propriedades das substâncias, incluindo seus estados de matéria - sólido, líquido ou gás.

Natureza dos líquidos

Ao contrário dos sólidos, onde as partículas estão organizadas em um padrão fixo e repetitivo, e ao contrário dos gases, onde as partículas se movem livremente e ocupam todo o volume disponível, os líquidos têm propriedades intermediárias. Em um líquido, as partículas estão muito mais próximas umas das outras do que em um gás e têm menos energia cinética. Como resultado, os líquidos têm um volume fixo, mas podem mudar de forma dependendo do recipiente em que estão.

Propriedades dos líquidos

  • Volume: Um líquido tem um volume definido, o que significa que ocupa um espaço fixo independentemente do formato do recipiente.
  • Forma: Ao contrário dos sólidos, os líquidos não têm uma forma definida e eles assumem a forma do recipiente.
  • Viscosidade: Refere-se à resistência de um fluido ao fluxo. Fluídos como mel têm alta viscosidade, enquanto a água tem baixa viscosidade.
  • Tensão superficial: Esta é a tendência das superfícies dos líquidos de encolher para reduzir sua área superficial. É por isso que pequenos insetos podem andar sobre a água.

Exemplo visual: Modelo simples de fluido

moléculas líquidas no recipiente

Forças intermoleculares

As forças intermoleculares são muito mais fracas do que as ligações químicas que mantêm os átomos unidos dentro de uma molécula (ligações covalentes, ligações iônicas, etc.). No entanto, elas são importantes na determinação das propriedades físicas das substâncias no nível macroscópico. Existem vários tipos de forças intermoleculares:

1. Força de dispersão (força de London)

Estas são as forças intermoleculares mais fracas e ocorrem entre todos os átomos e moléculas. Elas resultam de flutuações temporárias na densidade eletrônica em átomos e moléculas apolares, que criam dipolos temporários que se atraem mutuamente.

// Exemplo: Forças de dispersão Moléculas apolares como CH4 (metano) ainda exibem forças de dispersão.

2. Interação dipolo-dipolo

Estas ocorrem entre moléculas polares, que têm dipolos permanentes. A extremidade positiva de uma molécula é atraída pela extremidade negativa da outra molécula. Este tipo de interação é mais forte do que as forças de dispersão.

// Exemplo: Interações dipolo-dipolo Moléculas polares, como HCl (ácido clorídrico), exibem forças dipolo-dipolo.

Exemplo visual: Moléculas polares e apolares

δ- δ+ Interação dipolo-dipolo

3. Ligação de hidrogênio

Ligações de hidrogênio são mais fortes do que as interações dipolo-dipolo e ocorrem quando o hidrogênio está ligado a átomos altamente eletronegativos, como nitrogênio, oxigênio ou flúor. Esta interação desempenha um papel importante nas propriedades de moléculas biológicas, como água e DNA.

// Exemplo: Ligação de hidrogênio Moléculas de água (H2O) formam ligações de hidrogênio entre si.

4. Força íon-dipolo

Estas ocorrem entre íons e moléculas polares. São particularmente importantes em soluções de compostos iônicos em solventes polares, como a água.

// Exemplo: Forças íon-dipolo Íons de sódio (Na+) interagindo com moléculas de água representam forças íon-dipolo.

Forças intermoleculares e propriedades físicas

A força e o tipo de forças intermoleculares em uma substância afetam seu ponto de ebulição e fusão, pressão de vapor, solubilidade e viscosidade. Veja como:

Ponto de ebulição e fusão

Forças intermoleculares mais fortes causam pontos de ebulição e fusão mais altos, pois mais energia é necessária para superar essas forças para mudar para um estado diferente.

// Conceito: Pontos de ebulição e fusão A água (H2O), com forte ligação de hidrogênio, tem um ponto de ebulição alto em comparação com amônia (NH3).

Pressão de vapor

A pressão de vapor é a pressão exercida por um vapor em equilíbrio com seu líquido. Substâncias com forças intermoleculares mais fracas têm pressões de vapor mais altas porque as moléculas escapam para a fase de vapor mais facilmente.

// Conceito: Pressão de vapor O éter dietílico tem uma pressão de vapor mais alta em comparação com a água, devido a forças intermoleculares mais fracas.

Viscosidade

A viscosidade é afetada por forças intermoleculares; forças mais fortes resultam em maior viscosidade. Mudanças na temperatura também podem afetar a viscosidade, pois temperaturas mais altas geralmente reduzem os efeitos das forças intermoleculares.

// Exemplo: Viscosidade A glicerina tem uma viscosidade maior que a água devido a forças intermoleculares mais fortes.

Aplicações das forças intermoleculares

Compreender as forças intermoleculares é importante para muitos processos científicos e industriais. Aqui estão alguns exemplos:

1. Sistemas biológicos

A ligação de hidrogênio desempenha um papel importante na estrutura e função de moléculas biológicas. Por exemplo, mantém a estrutura de dupla hélice do DNA.

2. Processos industriais

Na indústria química, compreender a pressão de vapor e o ponto de ebulição ajuda a projetar processos como a destilação para separar os componentes de uma mistura.

3. Ciência dos materiais

As propriedades de polímeros e outros materiais muitas vezes dependem das forças intermoleculares. Engenheiros podem projetar materiais com propriedades específicas manipulando essas forças.

Exemplo visual: Molécula de água com ligações de hidrogênio

H H O molécula de água com ligação de hidrogênio

Em conclusão, os fluidos e as forças intermoleculares são um aspecto fascinante da química que fornecem informações sobre o comportamento e as propriedades da matéria. Desde determinar o estado físico de uma substância até desempenhar um papel vital em processos biológicos, o estudo dessas forças fornece conhecimentos valiosos para aplicações científicas e práticas.


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Matéria e Forças Intermoleculares

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