INTERAÇÕES E GRANDEZAS

1. Forças intermoleculares Ponto de ebulição e forças intermoleculares Óxidos ― definição e classificação Solubilidade e forças intermoleculares Óxidos metálicos ― nomenclatura e propriedades Lei Volumétrica de Gay-Lussac e Princípio de Avogadro Massa atômica e massa molecular Massa atômica e massa molecular Óxidos ametálicos ― nomenclatura e propriedades Índice INTERAÇÕES E GRANDEZAS 1

2. Forças intermoleculares As forças intermoleculares resultam das interações entre as moléculas de um material. Forças de van der Waals:interação entre moléculas polares ou apolares. Ligações de hidrogênio:ocorrem entre moléculas em que o átomo de hidrogênio está ligado diretamente a átomos muito eletronegativos, como F, O, N. intensidade: muito forte exemplos: H2O, NH3

3. Ponto de ebulição e forças intermoleculares Pontos de ebulição (PE):depende da intensidade da força intermolecular e do no de elétrons na molécula. Quanto mais intensa a força intermolecular e maior o no de elétrons na molécula, maior será o PE.

4. Solubilidade e forças intermoleculares Regra geral: “o semelhante dissolve o semelhante”, ou seja, substâncias polares tendem a dissolver substâncias polares, e substâncias apolares dissolvem substâncias apolares. Interação entre moléculas de etanol (polar) e água (polar), que explica a solubilidade do etanol em água. As moléculas das substâncias polares são capazes de interagir umas com as outras. O mesmo raciocínio se aplica às apolares. A limpeza de pincéis utilizados com tintas à base de solventes orgânicos não pode ser feita com água (polar). Isso porque os solventes e pigmentos que constituem a tinta são substâncias apolares e, portanto, serão solúveis apenas em outros compostos apolares. tintasrampazzo.com.br

5. Óxidos ― definição e classificação Óxidos são compostos binários em que o elemento mais eletronegativo é o oxigênio. Os óxidos são classificados em: Óxidosametálicos (ligações covalentes) Óxidosmetálicos (ligações iônicas) Exemplo:dióxido de carbono (CO2) Exemplo:óxido de ferro (Fe2O3) educacaoadventista.org.br http://pt.wikipedia.org/wiki/Hematita gelo seco – dióxido de carbono (CO2) no estado sólido minério de ferro – hematita (F2O3)

6. Óxidos metálicos – nomenclatura e propriedades Nomenclatura dos óxidos metálicos ÓXIDO + DE + NOME DO CÁTION (METAL) Exs.: MgO ― óxido de magnésio Al2O3 ― óxido de alumínio Ex.: NiO ― óxido de níquel II ou óxido niqueloso Ni2O3― óxido de níquel III ou óxido niquélico Quando o cátion puder apresentar 2 cargas distintas deve-se acrescentar a carga ao nome ou usar a terminação oso para o cátion de menor carga e a terminação ico para o de maior carga. carga +2 carga +3 Propriedades dos óxidos metálicos São sólidos com altos pontos de fusão e ebulição (características de compostos iônicos).

7. Óxidos ametálicos nomenclatura e propriedades Nomenclatura dos óxidos ametálicos PREFIXO + ÓXIDO + DE + PREFIXO + NOME DO ELEMENTO PREFIXOS: indicação do número de átomos do elemento na molécula. mono― 1 átomo di― 2 átomos tri― 3 átomos tetra― 4 átomos e assim por diante. Exs.: CO ―monóxido de carbono CO2 ― dióxido de carbono P2O5 ― pentóxido de difósforo Propriedades dos óxidos ametálicos São sólidos com baixos pontos de fusão e ebulição (características de compostos moleculares).

8. O mesmo volume de gases diferentes conterão o mesmo no de moléculas. Lei volumétrica de Gay-Lussac e Princípio de Avogadro Lei de Gay-Lussac: “em uma reação química envolvendo gases o volume dos reagentes e o volume dos produtos guardam uma proporção simples”. 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) Proporção: 2 : 1: 2 2 volumes de H2 + 1 Volume de O2 2 volumes de água Princípio de Avogadro: “volumes iguais de gases diferentes, medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas”. H2 HCl O2

9. Massa atômica e massa molecular Massa atômica: é a massa do átomo do elemento químico relativa a um padrão de comparação denominado “unidade de massa atômica” (u). 1 u Carbono 12 Massa molecular: é a massa de uma molécula relativa a um padrão de comparação denominado “unidade de massa atômica” (u). Exemplo: massa molecular da amônia (NH3): 1 (N) + 3 (H) 1 (14) + 3 (1) = 17 u