Ligações Intermoleculares

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Forças Intermoleculares 
 
As forças intermoleculares são interações de atração e repulsão entre moléculas e 
desempenham um papel central na determinação das propriedades físicas da matéria. Elas 
explicam, por exemplo, por que o CO₂ é um gás, o SiO₂ um sólido e o gelo flutua sobre a água. 
As forças de repulsão fazem com que as moléculas resistam a deformações ao serem 
comprimidas, o que assegura forma e volume definidos aos sólidos. Nos gases, as repulsões 
garantem que as moléculas não passem umas por dentro das outras, mas colidam entre si. 
Como a maioria dessas interações tem natureza coulômbica, sua discussão pode ser feita com 
base na expressão da energia potencial (Ep) entre duas cargas Q1 e Q2, separadas por uma 
distância r. 
 
Sendo π e ε₀ (permissividade no vácuo) constantes, a intensidade da interação está 
relacionada à Ep por meio do valor das cargas e da distância entre elas. 
A análise exige grandezas relacionadas à distribuição de carga: 
• z: número de carga de um íon; 
• μ: momento de dipolo elétrico (representa a separação de cargas parciais em moléculas 
polares); 
• α: polarizabilidade (expressa a facilidade de deformação da nuvem eletrônica por um 
campo elétrico externo). 
Interação íon-dipolo 
A interação íon-dipolo ocorre entre um íon e a carga parcial oposta de uma molécula polar. 
Um exemplo típico é a hidratação de íons, na qual as moléculas de água envolvem e estabilizam 
os íons em solução por meio de suas cargas parciais. 
A Ep da interação íon-dipolo é proporcional a -|z|·μ/r². O sinal negativo indica que a Ep do sistema 
é reduzida com a interação, caracterizando atração. 
Essa interação é relevante apenas a curtas distâncias e, apesar de ser atrativa, é mais fraca que 
a íon-íon. Isso ocorre porque há repulsão entre o íon e a carga parcial de mesmo sinal do dipolo, 
o que reduz a atração pela carga de sinal oposto. Como o íon está mais próximo da extremidade 
de sinal oposto, a atração predomina. No entanto, a distâncias maiores, as cargas parciais estão 
equidistantes do íon, e o cancelamento é quase total. Por isso, a energia potencial dessa 
interação diminui mais rapidamente com a distância (∝ 1/r²) do que na interação íon-íon (∝ 1/r). 
As interações íon-dipolo são fortes para íons pequenos e/ou com carga elevada. Em 
consequência, os cátions como Li+, Na+ e Ba2+ formam frequentemente sais hidratados. 
Interações Dipolo-Dipolo 
A interação entre cargas parciais de moléculas polares é chamada dipolo-dipolo, ocorrendo 
em substâncias como HCl, CH₃OH e NH₃. 
Em sólidos, a Ep da interação dipolo-dipolo varia com -μ²/r³ (moléculas idênticas) ou -μ₁μ₂/r³ 
(moléculas diferentes) e aumenta com a polaridade. A força dessas interações depende mais 
intensamente da distância (∝ 1/r3) do que das interações íon-dipolo (∝ 1/r²); ao dobrar a distância, 
a força da interação cai cerca de 8 vezes, pois as cargas parciais tendem a se combinar e se 
anular. 
Moléculas polares de um gás giram rapidamente, indicando não haver interações entre elas. 
Apesar da rotação, essas moléculas permanecem por instantes em orientações energeticamente 
mais favoráveis, com cargas opostas próximas. Isso indica que há uma atração residual entre 
os dipolos, cuja energia potencial decai com 1/r⁶. Assim, ao dobrar a distância entre as moléculas, 
a energia de interação reduz-se por um fator de 26, sendo significativa apenas quando estão 
muito próximas. 
Interações de London 
Interações atrativas são observadas entre moléculas não polares, por meio de dipolos 
elétricos instantâneos (interações de London). Elas explicam, por exemplo, a liquefação de 
gases nobres e a existência hidrocarbonetos líquidos, ambos exemplos de espécies apolares. 
Em moléculas não polares, os elétrons podem se acumular temporariamente em uma região, 
gerando uma carga parcial negativa, enquanto outra região adquire uma carga parcial positiva. 
No momento seguinte, essas cargas instantâneas mudam de posição. 
O dipolo instantâneo em uma molécula distorce a nuvem eletrônica da molécula vizinha, 
induzindo nela um dipolo temporário; ambos se atraem. Apesar de o dipolo instantâneo variar 
de orientação, o dipolo induzido o acompanha, resultando em uma atração permanente entre as 
moléculas. 
A interação de London atua entre todas as moléculas e átomos e é a única interação entre 
moléculas não polares e em gases monoatômicos. 
A energia das interações de London depende da polarizabilidade (α) das moléculas. Em 
moléculas muito polarizáveis a nuvem eletrônica é facilmente distorcida por ação de um campo 
elétrico externo. 
A Ep da interação de London varia proporcionalmente a -α2/r6, quando as moléculas são 
idênticas, e -α1α2/r6, quando são diferentes. 
Como as moléculas volumosas são mais polarizáveis do que as moléculas pequenas, pode-se 
esperar que elas sofram interações de London mais fortes do que as menores. Isso explica por 
que os halogênios apresentam diferentes estados físicos na temperatura normal: F₂ e Cl₂ são 
gases, Br₂ é líquido e I₂ é sólido. 
A eficácia das interações de London depende da forma molecular. Moléculas alongadas 
(cilindroides) apresentam interações mais intensas que as compactas (esferoides), pois sua 
maior extensão permite contato ao longo de uma área maior. Por exemplo, pentano (forma 
cilíndrica) interage mais fortemente que 2,2-dimetil-propano (forma esferoidal), apesar de terem 
a mesma fórmula molecular e número de elétrons. 
Dipolo-dipolo induzido 
As interações dipolo-dipolo induzido ocorrem quando uma molécula polar induz um dipolo em 
uma molécula não polar (como O₂ dissolvido em água). Assim como as interações de London, 
sua Ep também é proporcional a 1/r⁶. Interações intermoleculares com energia proporcional a 
1/r⁶ são denominadas interações de van der Waals. 
Ligações de Hidrogênio 
A ligação de hidrogênio é uma interação intermolecular em que um átomo de hidrogênio, ligado 
a um átomo pequeno e altamente eletronegativo (N, O ou F), é atraído por um par de elétrons 
isolado de outro átomo do mesmo tipo (N, O ou F) em uma molécula vizinha, que pode ser 
idêntica ou diferente. Estão presentes em moléculas como NH₃, H₂O e HF. 
A ligação altamente polar entre o hidrogênio e um átomo eletronegativo faz com que o hidrogênio 
adquira uma carga parcial positiva. Devido ao seu pequeno tamanho e carga parcial positiva, o 
hidrogênio é fortemente atraído pelo par de elétrons isolado de um desses átomos em uma 
molécula vizinha. 
Esse tipo de interação é muito forte, prevalecendo sobre as demais. Por isso, compostos com 
ligações de hidrogênio tendem a apresentar pontos de ebulição mais altos do que o esperado 
com base em sua massa molar. No caso da água, essas ligações também explicam sua menor 
densidade no estado sólido: a estrutura aberta e organizada do gelo, mantida pelas ligações de 
hidrogênio, ocupa mais volume do que no estado líquido. 
Em algumas substâncias, como o HF, ligações de hidrogênio persistem até no estado gasoso, 
formando anéis (HF)6 e fragmentos de cadeias. No vapor de CH₃COOH, observam-se dímeros 
resultantes de ligações de hidrogênio.