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Curso: Biblioteca de Química > Unidade 11
Lição 2: Introdução às forças intermoleculares- Forças de dispersão de London
- Forças dipolo-dipolo
- Ligações de hidrogênio
- Forças íon-dipolo
- Forças intermoleculares e pressão de vapor
- Solubilidade e forças intermoleculares
- Tensão superficial
- Capilaridade e por que vemos um menisco
- Pontos de ebulição de compostos orgânicos
- Comparação de ponto de ebulição: teste de múltipla escolha de Química Avançada
- Solubilidade de compostos orgânicos
- Química Avançada 2015 - Discursiva 2f
- Forças intermoleculares
- Forças intermoleculares e propriedades dos líquidos
- Solubilidade
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Forças intermoleculares e pressão de vapor
A pressão de vapor de um líquido está diretamente relacionada às forças intermoleculares presentes entre suas moléculas. Quanto mais fortes essas forças forem, menor será a taxa de evaporação e menor será a pressão de vapor. Versão original criada por Sal Khan.
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Transcrição de vídeo
RKA22JL - Olá, meu amigo ou minha amiga.
Tudo bem com você? Seja muito bem-vindo ou bem-vinda
a mais um vídeo da Khan Academy Brasil. E, neste vídeo, vamos conversar sobre
as forças intermoleculares e a pressão de vapor. Aqui na tela temos quatro moléculas diferentes,
e o que eu quero que você pense agora é que, se tivesse uma amostra
pura de cada uma dessas moléculas, qual dessas amostras puras teria o ponto
de ebulição mais alto? Depois, qual teria o segundo ponto de
ebulição mais alto, depois o terceiro
e depois do quarto. Pause esse vídeo
e tente descobrir isso. E aí, conseguiu? Para descobrir isso,
basicamente o que precisamos saber é que isso realmente se resume a
qual dessas moléculas apresenta forças intermoleculares
mais altas quando estão no estado líquido. Isso porque, se você tem forças
intermoleculares altas, é preciso de muita energia
para superar as forças intermoleculares para fazer o líquido
chegar ao estado gasoso. Com isso, teremos um ponto de ebulição superior. Para pensar em tudo isso, é interessante a gente pensar sobre as
forças intermoleculares que estudamos, certo? Poderíamos pensar
sobre as ligações de hidrogênio, que são as formas mais fortes
dentre as interações dipolo-dipolo. Inclusive, elas vão ser mais fortes que
as forças de dispersão de London. Podemos ver que o éter dietílico
não vai formar ligações de hidrogênio. Não vemos nenhuma ligação entre um hidrogênio e
um oxigênio, ou um nitrogênio ou um flúor. O etanol tem uma
ligação oxigênio-hidrogênio. O metanol também tem uma ligação
oxigênio-hidrogênio. A água tem duas ligações
de oxigênio-hidrogênio. Então, se eu tivesse que classificar a contribuição da ligação de hidrogênio
às forças intermoleculares, eu colocaria a água
como número um, porque pode formar a maioria
das ligações de hidrogênio. Eu colocaria o metanol e o etanol como
empate no segundo lugar. E aí, eu colocaria o
éter dietílico por último, porque ele não pode
formar ligações de hidrogênio. Então só de olhar para isso, eu sei
que a água vai ter o ponto de ebulição mais alto e o éter dietílico vai ter
o ponto de ebulição mais baixo. Mas é a diferença entre
o metanol e etanol? Poderíamos pensar sobre
outros tipos de forças dipolo, mas não podemos fazer muita coisa
de forma intuitiva apenas olhando para isso aqui. Mas, olhando assim, a gente pode dizer
que eles vão ter momentos dipolo semelhantes em
uma base molecular. Porém, a gente pode pensar
sobre as forças de dispersão de London. Podemos fazer uma classificação de todos eles
em relação às forças de dispersão de London. Não se esqueça que as forças
de dispersão de London são proporcionais a
quão polarizável é uma molécula. E isso é proporcional ao tamanho
da nuvem eletrônica, que é proporcional à massa molar. E é claro que o éter dietílico tem
a maior massa molar dentre esses aqui, seguido pelo etanol, que é seguido pelo
metanol, que é seguido pela água. Como eu sei disso? Você literalmente pode tirar átomos
do éter dietílico para chegar a um etanol. E você pode literalmente tirar
átomos disso para chegar ao metanol. E, claro, você pode literalmente tirar
átomos disso para chegar a uma água. Então sabemos que
essa é a ordem de massa molar. Observando essas forças
de dispersão de London, eu não mudaria a classificação da água
ou do éter dietílico, porque essas forças são muito mais fracas
que as ligações de hidrogênio. Mas elas podem ser úteis para o desempate
entre o etanol e o metanol. Então, a minha classificação geral
para os pontos de ebulição é que o ponto de ebulição mais alto
vai ser o da água, seguindo pelo etanol, que venceu o empate,
depois vem o metanol, e aí com o ponto de ebulição mais baixo,
teremos o éter dietílico. Olhando para os dados reais, a gente percebe que eles estão bem consistentes
com o que acabamos de fazer. Podemos ver muito claramente
que a água tem o ponto de ebulição mais alto. Em segundo, o etanol, depois o metanol
e, por último, temos o éter dietílico. Então, nossa intuição foi completamente
consistente com os dados reais. Tem outra coisa interessante aqui nessa tabela
e que talvez você tenha percebido. É isso aqui que está nessa coluna,
que é chamado de pressão de vapor. Você também deve ter percebido que os
valores apresentados nessa tabela apresentam uma tendência oposta
ao ponto de ebulição. As coisas que têm um alto ponto de ebulição
têm baixa pressão de vapor, e as coisas que têm um ponto de ebulição baixo
têm alta pressão de vapor. Mas do que estamos falando? O que é a pressão de vapor e por que nós vemos
essa relação entre essas tendências? Eu não vou entrar em detalhes mais
aprofundados sobre a pressão de vapor, principalmente porque tem outros vídeos
aqui na Khan Academy onde conversamos sobre isso. Então, por isso, eu não vou falar tão profundamente
sobre a pressão de vapor, tá bom? Mas, só para você ter uma ideia,
imagine que a gente tem um recipiente fechado aqui, imagine também que eu coloquei dentro desse recipiente
cada uma dessas amostras no estado líquido. Eu vou desenhar apenas as moléculas
e, claramente, eu não estou desenhando esses
pequenos círculos em escala, ok? Também não podemos esquecer de algo muito
importante: a temperatura. Então, vamos dizer
que isso está a 20°C. Como você pode perceber, 20°C está abaixo
do ponto de ebulição de todos esses personagens. Então, na maior parte,
eles vão estar em estado líquido, mas sabemos que nem todas essas moléculas estarão
se movendo com exatamente a mesma energia cinética. Não se esqueça que
você pode ver a temperatura como uma medida de energia cinética
média das moléculas, mas elas estão todas colidindo umas com as outras
em posições diferentes e com diferentes velocidades. Portanto, com diferentes energias cinéticas. Sendo assim, de vez em quando, você vai ter uma
molécula que está em uma certa posição com uma energia cinética suficiente para escapar
e entrar no estado de vapor, em um estado gasoso. E, claro, isso vai continuar acontecendo. Porém, como essas coisas que estão no estado gasoso
estão dentro de um recipiente, elas vão acabar
esbarrando umas nas outras. E aí, de vez em quando,
elas vão se aproximar da superfície com uma certa posição
e com uma certa energia cinética, de forma que elas serão recapturadas pelas
forças intermoleculares, e aí voltam a entrar
no estado líquido. Então, como você pode imaginar,
isso vai continuar acontecendo onde temos algo no estado líquido
indo para o estado gasoso. Isso vai fazer com que a quantidade
de vapor dentro do recipiente fique cada vez maior. Sendo assim, teremos a pressão
de vapor ficando cada vez mais alta. Não se esqueça que a pressão
é o nome dado para o fato das moléculas estarem saltando
de um lado para o outro e colidindo com, por exemplo,
as paredes do recipiente. Isso vai continuar acontecendo até chegar
um ponto de equilíbrio e, como você pode imaginar, as coisas que têm um ponto de ebulição mais baixo
possuem forças intermoleculares mais baixas. Sendo assim,
mais vapor vai se formar, e aí teremos uma pressão de vapor mais alta
para chegar ao ponto de equilíbrio. Por outro lado, quando temos um ponto de ebulição
mais alto, teremos forças intermoleculares maiores, consequentemente, menos dessas
moléculas vão se separar. E aí, teremos uma pressão de vapor mais baixa
para chegar ao ponto de equilíbrio. E você pode ver isso
claramente aqui na tabela. Enfim, meu amigo
ou minha amiga, eu espero que você tenha compreendido tudo
isso que conversamos até aqui e aprendido um pouco mais
sobre a pressão de vapor, e como isso se relaciona com as forças
intermoleculares e o ponto de ebulição. Mais uma vez, eu quero deixar
para você um grande abraço. E até a próxima!