INTERAÇÕES INTERMOLECULARES - Modo de compatibilidade

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Estrutura e Polaridade Molecular
1
Prafa Lígia
Valores de EletronegatividadeValores de Eletronegatividade
2
Polaridade das Ligações químicasPolaridade das Ligações químicas
Ligação Polares e Apolares
• Ligação covalente polar ∆ = 3,0 – 2,1 = 0,9
• δ+ δ-
H ─ Cl *Como o Cloro é mais eletronegativo, atrai para si o pólo com carga 
positiva.positiva.
• Ligação covalente apolar ∆ = 2,1 -2,1 = 0
• H ─ H * Possuem a mesma eletronegatividade.
3
Ligação Iônica X Ligação CovalenteLigação Iônica X Ligação Covalente
• Ligação iônica : Doação e recebimento de
elétrons. (metais com não metais),( 1,2 e 3 com 5,6 e7)
• Valores de ∆ acima de 2 indica ligação• Valores de ∆ acima de 2 indica ligação
com caráter iônico.
• KCl ∆ = 3,0 – 0,8 = 2,2 (IÔNICA)
• NaCl ∆ = 3,0 – 0,9 = 2,1 (IÔNICA)
4
Ligação Iônica X Ligação CovalenteLigação Iônica X Ligação Covalente
• Ligação Covalente: Compartilhamento de
pares de elétrons. (Não metais)
• Valores de ∆ abaixo de 1,5 indica ligação• Valores de ∆ abaixo de 1,5 indica ligação
com caráter predominantemente covalente.
• Cl2∆ = 3,0 – 3,0 = zero (COVALENTE APOLAR)
• BrCl ∆ = 3,0 – 2,8 = 0,2 (COVALENTE POLAR)
• ICl ∆ = 3,0 – 2,5 = 0,5 (COVALENTE POLAR)
• HCl ∆ = 3,0 – 2,1 = 0,9 (COVALENTE POLAR)
5
Polaridade das MoléculasPolaridade das Moléculas
• A polaridade de uma molécula é verificada pelo valor do
momento de dipolo →µ
• A polaridade de moléculas com mais de dois átomos é
expressa por:→µR (momento dipolo resultante).
•• H2 H─H geometria linear →µ = zero Apolar
• HF H ─F geometria linear →µ ≠ 0 Polar
• CO2 O═C ═ O geometria linear →µ = 0 Apolar
• HCN H ─ C≡N geometria linear →µ ≠ 0 Polar
6
Polaridade das moléculasPolaridade das moléculas
• Amônia(NH3) Polar • H2O Polar
• CH4 Apolar • HCCl3 Polar
7
“Lagartixa de Van der Walls”“Lagartixa de Van der Walls”
Lagartixa van der Waals
• Uma dúvida cruel tem atormentado muitos cientistas:
como, de fato, a lagartixa consegue caminhar pelas
paredes, mesmo no teto?
Alguns sugeriram que suas patas possuissem
microventosas. Entretanto, todas as tentativas de se provar
a existência de tais ventosas falharam: as lagartixas
possuem tal comportamento mesmo sob vácuo ou sobre
uma superfície muito lisa e molhada.uma superfície muito lisa e molhada.
Em 1960, o alemão Uwe Hiller sugeriu que um tipo de
força atrativa, entre as moléculas da parede e as
moléculas da pata da lagartixa, fosse a responsável. Hiller
sugeriu que estas forças fossem as forças intermoleculares
de van der Waals. Tudo bem que elas mantenham
moléculas unidas, mas... uma lagartixa? Poucos deram
crédito à sugestão de Hiller. Até que, em um exemplar
recente da revista Nature, Autumn escreveu o artigo "Full,
Adhesive force of a single gecko foot-hair" (Autumn, K.
et al., Nature 405, 681-685 (2000)), trazendo evidências
de que, de fato, são forças intermoleculares as
responsáveis pela adesão da pata da lagartixa à parede.
8
Propriedades Físicas e Forças Intermoleculares
Quadro 1 – Forças intermoleculares e espécies envolvidas
TIPO DE INTERAÇÃO FORÇA RELATIVA ESPÉCIES ENVOLVIDAS
Íon-dipolo Forte Íons e moléculas polares
Dipolo-dipolo Moderadamente 
forte
Moléculas polares
Dipolo-dipolo induzido Muito fraca Molécula polar e outra apolar
* Em geral essas forças são fracas, mas uma vez que aumentam com a 
superfície de contato entre as moléculas, podem se tornar intensas.
Dipolo-dipolo induzido Muito fraca Molécula polar e outra apolar
Dipolo induzido-dipolo 
induzido
Muito fraca* Qualquer tipo de molécula, 
incluindo as apolares.
Ligação de hidrogênio Forte
Moléculas com hidrogênio ligado 
a elemento bastante 
eletronegativo como F, N e O 
9
Forças de 
Van der 
Waals
Forças 
intermoleculares
Existem 
entre Exemplos
Dipolo-dipolo Moléculas 
polares
HCl ; 
CH3CH2OH
Moléculas 
Forças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermoleculares
Johannes Diederik
Van der Waals (1837-
1923), físico
holandês, recebeu o
Prémio Nobel da
Física em 1910 pelas
suas pesquisas sobre
os estados gasoso e
líquido.
Dipolo permanente-
dipolo induzido
Moléculas 
polares 
com 
moléculas 
apolares
HCl + N2
Forças de dispersão 
de London
Todos os 
tipos de 
moléculas 10
Forças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermoleculares
Força ou atração de Van der Waals
• Podem surgir de 3 fontes:
1. Dipolo-dipolo (ou Dipolo permanente - Dipolo
permanente)
2. Dipolo-dipolo induzido (ou Dipolo induzido –2. Dipolo-dipolo induzido (ou Dipolo induzido –
Dipolo induzido) ou ainda Forças de dispersão
ou Forças de London **
3. Pontes de Hidrogênio ou Ligação de
Hidrogênio, (caso extremo da Dipolo-dipolo)
** reconhecida pelo físico polonês Fritz London
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Interação íon-dipolo
δ-
δ+ δ+
O
H H
Cl-
H
O
H
H OH
H
Ο
Η
Η
Na+ O
H
H
O
HH
O
H
H
Átomos, Moléculas e Ligações Químicas
δ δ
O
H
H
H HO
H H
HH
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Forças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermoleculares
Dipolo- Dipolo
• São características de moléculas
polares.
• As moléculas de alguns materiais,
embora eletricamente neutras, podem
possuir um dipolo elétrico permanente.possuir um dipolo elétrico permanente.
• Devido a alguma distorção na
distribuição da carga elétrica, um lado da
molécula e ligeiramente mais "positivo" e
o outro é ligeiramente mais "negativo".
• A tendência é destas moléculas se
alinharem, e interagirem umas com as
outras, por atração eletrostática entre os
dipolos opostos.
13
δ+ δ − δ+ δ −
δ+ δ −
δ+δ −ou
Orientações possíveis para moléculas polares
Interação dipolo-dipolo
Orientações possíveis para moléculas polares
C
H
Cl
C
Cl
H
C
H
Cl
C
Cl
H
cis-1,2-dicloroeteno trans-1,2-dicloroeteno
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Forças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermoleculares
Dipolo- Dipolo
• Note que o oxigênio é mais
eletronegativo que o carbono.
Isto torna a ligação C-O polar.
• As moléculas do éter
-δ
O• As moléculas do éterrepresentado ao lado não
podem realizar ligações de
hidrogênio porque falta o H
deficiente em elétrons (mas
possuem o par eletrônico não
ligante disponível para a
formação da ligação de
hidrogênio). -
δ + δ +
H3C CH3
O
15
Interação dipolo instantâneo-dipolo induzido
choque
δ+ δ− δ+ δ−δ+ δ−
Dipolo instantâneo Interação dipolo instantâneo-
dipolo induzido
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Forças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermoleculares
Dipolo induzido- Dipolo induzido
• Em um determinado instante, o centro
de carga negativa dos elétrons e de
carga positiva do núcleo atômico
poderia não coincidir. Esta flutuação
eletrônica poderia transformar as
moléculas apolares, tal como omoléculas apolares, tal como o
benzeno, em dipolos tempo-
dependentes, mesmo que, após um
certo intervalo de tempo, a
polarização média seja zero. Estes
dipolos instantâneos não podem
orientar-se para um alinhamento de
suas moléculas, mas eles podem
induzir a polarização das moléculas
adjacentes, resultando em forças
atrativas.17
Forças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermoleculares
Dipolo induzido - Dipolo induzido
• O momento de dipolo de um átomo ou molécula apolar num
campo elétrico externo é chamado de Dipolo Induzido.
• Se o campo elétrico for não uniforme, haverá uma força
elétrica resultante não nula atuando sobre o dipolo:Esta é aelétrica resultante não nula atuando sobre o dipolo:Esta é a
força responsável pela conhecida atração de
pequeninos pedaços de papel por um pente carregado.
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Forças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermoleculares
Dipolo induzido- Dipolo induzido
• Normalmente hidrocarbonetos (substâncias formadas apenas por
Hidrogênio e Carbono) são consideradas apolares: apesar do átomo de
carbono ser mais eletronegativo que o átomo de hidrogênio, esta
diferença de eletronegatividade não é significativa.
• Nesta situação (interação dipolo induzido-dipolo induzido) o que• Nesta situação (interação dipolo induzido-dipolo induzido) o que
importa é a área superficial. Quanto maior for esta área, maior será a
interação.
EX:.
CH3-CH2-CH2-CH2-CH3
CH3-CH2-CH2-CH2-CH3
CH3-C-CH3
CH3
CH3CH3
CH3
CH3-C-CH3
19
Forças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermoleculares
Ligação de Hidrogênio
• Quando um átomo de hidrogênio liga-se por covalência a um
átomo mais eletronegativo mantém uma afinidade residual
por outro átomo eletronegativo, apresentando uma tendência
à carga positiva. Por exemplo, um átomo de hidrogênio
(receptor de elétrons) pode atuar como uma ponte entre dois
átomos de oxigênio (doador de elétrons), ligando-se a umátomos de oxigênio (doador de elétrons), ligando-se a um
deles por ligação covalente e ao outro por forças
eletrostáticas.
20
O
H
H
H O
H
...... NH
H
H N
H
H
H
...... O
H3C
H3C
H O
H
......
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
..
..
..
Ligação de hidrogênio
H3C
O
H
O O
H
O
H
OO
H
Não ocorre formação de ligação
de hidrogênio intramolecular
21
O
H
H
O
H
H
Forças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermoleculares
• As ligações intermoleculares são mais fracas do 
que as ligações intramoleculares (ligações entre 
átomos que constituem as moléculas).
HH O
22
Forças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermoleculares
Ligação de Hidrogênio
• Ocorre quando existe um
átomo de H deficiente
em elétrons e um par
eletrônico disponível
H
H
O
H H
OOeletrônico disponível
(principalmente em
grupos -OH e -NH ).
H
H
O
H H
H H
O
HH
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Forças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermoleculares
Ligação de Hidrogênio
• Ligação Hidrogênio: ocorre entre átomos de
hidrogênio ligados a elementos como o
oxigênio, flúor ou nitrogênio, com átomos deoxigênio, flúor ou nitrogênio, com átomos de
O, N ou F de outras moléculas. Esta
interação é a mais intensa de todas as
forças intermoleculares
24
Forças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermoleculares
Ligação de Hidrogênio H2O-H2O
• A água, deve possuir um tipo de interação
diferenciado.
• O que acontece é que os hidrogênios
ligados ao oxigênio é que formam o lado
"positivo" do dipolo permanente desta"positivo" do dipolo permanente desta
molécula. O átomo de hidrogênio é formado
por apenas um próton e um elétron. Como
o elétron é fortemente atraído pelo
oxigênio, na água, este próton encontra-se
desprotegido.
• A água possui, então, um dipolo bastante
forte, com uma das cargas (positiva)
bastante localizada. Este próton pode
interagir com as regiões negativas (o
oxigênio) de outras moléculas de água,
resultando em uma forte rede de ligações
intermoleculares. 25
Forças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermoleculares
Hierarquia das Forças Intermoleculares:
Ligação de Hidrogênio é uma força > força
dipolo-dipolo > força dipolo-dipolo induzidodipolo-dipolo > força dipolo-dipolo induzido
LH >> DD>> DDI
26
Íon-íon
Íon-dipolo
E
n
e
r
g
i
a
 
d
e
 
l
i
g
a
ç
ã
o
Forças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermolecularesForças intermoleculares
Hierarquia das Forças Intermoleculares:
Íon-dipolo
Dipolo permanente –dipolo induzido-dipolo
Dipolo-dipolo
Dipolo instantâneo-dipolo induzido
E
n
e
r
g
i
a
 
d
e
 
l
i
g
a
ç
ã
o
27
Forças intermoleculares: Propriedades físicaForças intermoleculares: Propriedades físicaForças intermoleculares: Propriedades físicaForças intermoleculares: Propriedades físicaForças intermoleculares: Propriedades físicaForças intermoleculares: Propriedades físicaForças intermoleculares: Propriedades físicaForças intermoleculares: Propriedades física
Temperatura de fusão e ebulição
• A coesão da matéria nos estados físicos sólido, 
líquido e gasoso é consequência da atração entre 
moléculas através das ligações intermoleculares 
(ligação entre moléculas).(ligação entre moléculas).
Aumento da intensidade das forças intermoleculares 
28
2,2-dimetilpropano Pentano
Qual destes possue maior temperatura de ebulição?
29
Te= 36 ºC Te= 9,5 ºCTe= 28 ºC
CH3CH3C
CH3
CH3
CH3CH2CH2CH2H3C CH3CH2CHH3C
CH3
Pentano 2-metilbutano 2,2-dimetilpropano
Te= 36 ºC Te= 9,5 ºCTe= 28 ºC
30
COMPOSTO M/(g MOL-1 ) TE/°°°°C FORÇA INTERMOLECULAR
PREDOMINANTE
CH3CH2CH2CH3 58 -1 Dipolo ind-dipolo ind
CH3OCH2CH3 60 8 Dipolo–dipolo
Quadro 2. Temperaturas de ebulição de diferentes compostos com massas
molares semelhantes
CH3OCH2CH3 60 8 Dipolo–dipolo
CH3COCH3 58 54 Dipolo–dipolo
CH3CH2CH2OH 60 98 Ligação de hidrogênio
CH3CO2H 60 118 Ligação de hidrogênio
H3C C
O
O H
CH3C
O
OH.......
.......CO
CH3
CH3δ+δ−
δ+ δ−
C O
Η3C
H3C
O
δ−
δ+ δ+
31
GEOMETRIA E POLARIDADE DAS MOLÉCULASGEOMETRIA E POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
32
Forças intermoleculares
33
Solubilidade
O
H
CH3CH2 H O
H
........
..
.
.
..
......H O
CH2CH3
H
O H
.
.
.
.
.
.
.
...
.
...
Interações entre moléculas de água e etanol
CH3CH2CH2CH2OH CH3CH2CH2 CH2CH2OH CH3CH2CH2CH2 CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2OH
Cadeia hidrofóbica 
Grupo
hidrofílico
34
C
H
H
CH C
H
H
C O H
H
H
H
H
C
H
H
CO C
H
H
C O H
H
H
H
H
H
Butano-1,4-diolButan-1-ol Butano-1,4-diol
7,9 g/100 mL de H2O miscível
35