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Forças intermoleculares

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O 
H 
H 
H 
H O 
Que forças mantêm as moléculas unidas nos estados 
sólidos e líquidos? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Forças (interações ou ligações) intermoleculares: 
 
- Dipolo induzido-Dipolo induzido; 
- Dipolo-Dipolo (permanente) 
- Ligação de Hidrogênio (pontes) 
As forças Intermoleculares 
 A coesão da matéria nos estados físicos, sólido, 
líquido e gasoso é consequência da atração entre 
moléculas através das ligações intermoleculares 
(ligação entre moléculas). 
Aumento da intensidade das forças intermoleculares 
 
 Johannes Diederik Van der 
Waals (1837-1923), físico 
holandês, recebeu o Prêmio 
Nobel da Física em 1910 
pelas suas pesquisas sobre 
os estados gasoso e líquido. 
As forças Intermoleculares 
 
Forças 
de Van 
der 
Waals 
Forças 
intermoleculares 
Existem 
entre 
Exemplos 
Dipolo-dipolo 
(Forças de Keesom) 
Moléculas 
polares 
HCl ; 
CH3CH2OH 
 
Dipolo permanente-
dipolo induzido 
(Forças de Debye) 
Moléculas 
polares 
com 
moléculas 
apolares 
 
 
HCl + N2 
Forças de dispersão 
de London 
Todos os 
tipos de 
moléculas 
As forças Intermoleculares 
Momento do dipolo - R 
 
= Q.d 
 - Momento do dipolo 
Q – Carga 
d – Distância entre os centros das cargas 
 
+ - 
d 
+ Q - Q 
Momento do dipolo - R 
 = Q.d 
7 
+ - 
d + Q - Q 
 
R = 0 (Espécie apolar) 
R  0 (Espécie polar) 
 
Momento do dipolo - R 
 
Dipolo induzido-dipolo induzido 
- Ocorre entre moléculas apolares; 
- Quando estas substâncias se encontram no estado líquido 
ou sólido, ocorre a deformação de suas nuvens 
eletrônicas, originando dipolos induzidos (instantâneos); 
 
- Alguns exemplos: H2, O2, F2, Cl2, CO2, CH4, C2H6 
Momento do dipolo - R 
O=C=O 
 
R = 0 (Espécie apolar) 
1 2 
R = 1 - 2 
 
Momento do dipolo - R 
C 
O O 
O 
2- 
 1 2 
 3 
Momento do dipolo - R 
 1 2 
 3 
 
R = 0 (Espécie apolar) 
 
R 1 e 2 
Momento do dipolo - R 
Ligações de London 
• Em média , a nuvem eletrônica distribui-se de uma forma 
esférica à volta do núcleo. 
 
• O movimento do elétron, provoca num determinado instante 
um dipolo instantâneo. 
A 
Molécula 
apolar 
Dipolo 
instantâneo 
+ - 
Ligações de London 
 Esta polarização é induzida às moléculas vizinhas, resultando 
daí forças de atração entre moléculas. 
B 
Molécula 
apolar 
Dipolo 
instantâneo 
+ 
+ - 
- - - 
Dipolo 
induzido 
A A B 
Ligações de London 
A ligação de London depende: 
 - do número de elétrons; 
 - do tamanho da molécula; 
 - da forma da molécula. 
B 
Molécula 
apolar 
Dipolo 
instantâneo 
+ 
+ - 
- - - 
Dipolo 
induzido 
A A B 
Ligações de London 
 À medida que o raio atômico aumenta (aumento 
do nº de elétrons) as forças de dispersão de 
London são mais fortes, daí que, à temperatura 
ambiente o flúor e o cloro são gases, o bromo é 
líquido e o iodo é sólido. 
 9 F ; 17 Cl ; 35 Br ; 53 I 
 
Dipolo permanente – dipolo 
permanente (dipolo-dipolo) 
- É característico das moléculas polares; 
 
- As forças intermoleculares do tipo dipolo-dipolo ou 
dipolo induzido-dipolo induzido são denominadas de 
forças de van der Waals. 
 
- Alguns exemplos: HCl, HBr, H2S, CO, HCCl3, SO2 
Ilustração esquemática da ligação 
de van der waals 
 
• São ligações 
secundárias fracas 
que estão 
relacionadas a 
atração de dipolos 
elétricos 
20 
Representação esquemática da ligação de 
Van der Waals para o ácido fluorídrico 
Representação esquemática de uma 
molécula polar 
 
• Dipolos elétricos 
ocorrem quando os 
centros das cargas 
positivas não 
coincidem com o 
centro das cargas 
negativas em uma 
molécula 
Ligações por dipolos induzidos 
Ligações dipolo-dipolo 
 Entre as moléculas de H2S estabelecem-se ligações dipolo-
dipolo. 
H 
H 
H 
H 
S 
S 
Ligações dipolo-dipolo 
• O que condiciona a diferença no estado físico destas 
substâncias são as ligações de H que se estabelecem 
entre as moléculas de água. Entre moléculas de H2S 
não se estabelecem ligações de H. 
H 
H 
H 
H O 
S 
Gás ( 25º C ) Líquido ( 25º C ) 
Ligações dipolo-dipolo 
 As ligações dipolo-dipolo estabelecem-se entre 
moléculas polares ( R  0 ). 
O 
H 
H 
H H 
O 
O 
H 
H 
+ 
- 
+ 
+ 
+ 
+ + 
- - 
Ligações dipolo-dipolo 
Ligação dipolo-dipolo 
O 
H 
H 
H 
H 
O 
S 
H 
H 
 Ligação de Hidrogênio 
A ligação de Hidrogênio é um caso particular da ligação 
dipolo-dipolo. 
 
- Ocorre entre moléculas que apresentam átomos de 
hidrogênio ligados a um átomo de F, O, N, os quais são 
altamente eletronegativos, originando dipolos muito 
acentuados. 
Ligação de Hidrogênio 
28 
Atração por “pontes” de hidrogênio entre 
moléculas de água 
Ligações de Hidrogênio 
• As ligações de H estabelecem-se entre átomos pequenos e 
eletronegativos (N, Cl , O e F) e o átomo de H. 
O 
H 
H 
H H 
O 
O 
H 
H 
+ 
- 
+ 
+ 
+ 
+ + 
- - 
As forças intermoleculares 
 Quanto mais fortes forem as ligações intermoleculares, 
maior será a energia necessária para romper as ligações 
entre as moléculas. 
O 
H 
H 
O 
H 
H 
Ligações de Debye 
 O pólo positivo do dipolo permanente (molécula 
polar) vai atrair a nuvem eletrônica da molécula 
apolar, deformando-a. Esta deformação 
corresponde ao aparecimento de um dipolo 
induzido. 
H 
H 
O 
+ 
+ 
Cl Cl 
Ligações de Debye 
 As “moléculas” ficam ligadas por forças do tipo dipolo 
permanente -dipolo induzido. 
Dipolo 1 
Molécula 
apolar 
Dipolo 1 Dipolo 
induzido 
+ - 
+ - - + 
 
Dois fatores influenciam nas TF e TE: 
1) Tipo de forças intermoleculares: quanto mais 
intensas as atrações intermoleculares, maiores sua 
TF e TE. 
Em moléculas com tamanhos ~ iguais: 
- Quanto maior a intensidade de interação, maiores 
sua TF e TE 
 
Ordem crescente de intensidade de interação 
 
Dipolo induzido-dipoli induzido < dipolo-dipolo < ligação de H 
 
 
Forças intermoleculares e 
Pontos de Fusão e Ebulição 
 
2) O tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho 
de uma molécula, maiores sua TF e sua TE. 
 
Em moléculas com mesmo tipo de interação: 
 
 
 
Forças intermoleculares e 
Pontos de Fusão e Ebulição 
Quanto maior o tamanho das moléculas, maior sua TF e TE. 
Forças intermoleculares e 
Pontos de Fusão e Ebulição 
 
Polaridade, Forças 
intermoleculares e solubilidade 
 
Substâncias polares tendem a se dissolver em solventes polares. 
 
Substâncias apolares tendem a se dissolver em solventes apolares. 
 
As forças Intermoleculares 
Forças intermoleculares mais fortes 
 
Maior ponto de fusão 
Maior ponto de ebulição 
 
O 
H 
H 
O 
H 
H 
As forças Intermoleculares 
 As ligações intermoleculares são mais fracas do que 
as ligações intramoleculares (ligações entre os 
átomos que constituem as moléculas). 
O 
H 
H 
H H 
O 
O 
H 
H 
42 
 As forças 
Intermoleculares 
íon-dipolo 
Dipolo permanente – dipolo induzido 
Dipolo-dipolo 
Dipolo instantâneo- dipolo induzido 
E
n
e
rg
ia
 d
e
 l
ig
a
ç
ã
o
 
Influência da energia da ligação em 
algumas propriedades dos materiais 
Quanto maiora energia envolvida na 
ligação química há uma tendência de: 
 
• Maior ser o ponto de fusão do composto 
• Maior a resistência mecânica 
• Maior a dureza 
• Maior o módulo de elasticidade 
• Maior a estabilidade química 
• Menor a dilatação térmica 
Ressonância 
 
Algumas moléculas têm estruturas que não podem ser expressas 
corretamente por uma única estrutura de Lewis (p.e. o íon nitrato, NO3
- ), 
que é usado na forma de nitrato de potássio, em fogos de artifício e em 
fertilizantes. As três estruturas de Lewis diferem apenas na posição da 
dupla ligação. Elas são igualmente válidas e tem a mesma energia. 
A evidência experimental é que as ligações do íon nitrato são todas iguais. 
 
Como as 3 ligações são idênticas, um modelo melhor para o íon nitrato é 
uma fusão de 3 estruturas de Lewis, com cada ligação tendo propriedades 
intermediárias entre uma simples e uma dupla. Essa fusão de estruturas é 
chamada de ressonância. 
 
A estrutura resultante da fusão é um híbrido de ressonância da estruturas 
de Lewis que contribuem. 
 
A molécula não oscila entre as 3 estruturas de Lewis diferentes.: um híbrido 
de ressonância é uma fusão de estruturas, da mesma forma que uma mula 
é uma fusão entre um cavalo e um burro e não uma criatura que se alterna 
entre os dois. 
 
Ressonância 
 
O benzeno é outra substância cuja molécula é melhor descrita por um 
híbrido de ressonância. 
 
O químico alemão F. Kekuké foi o primeiro a propor (em 1865) que o 
benzeno tem uma estrutura cíclica com ligações simples e duplas 
alternadas. 
 
 
 
 
Ressonância no benzeno 
 
• O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel 
hexagonal. Cada átomo de C está ligado a dois outros 
átomos de C e um átomo de hidrogênio. 
• Existem ligações simples e duplas alternadas entre os 
átomos de C. 
 
 
 
 
 
• A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as 
ligações C-C têm o mesmo comprimento. 
• Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é 
plano. 
 
 
 
Desenhando as estruturas 
de Lewis 
Ressonância no benzeno 
• Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno de tal forma 
que haja ligações simples entre cada par de átomos de C e os seis 
elétrons adicionais estejam deslocalizados por todo o anel: 
 
 
 
 
• O benzeno pertence a uma categoria de moléculas orgânicas chamada 
de compostos aromáticos (devido ao seu cheiro). 
Desenhando as estruturas 
de Lewis 
Estruturas de ressonância 
 
• Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas 
de Lewis. 
• Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas podem ter 
estruturas similares às ligações múltiplas entre diferentes pares 
de átomos. 
• Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas ligações 
idênticas, ao passo que a estrutura de Lewis requer uma simples 
(mais longa) e uma ligação dupla (mais curta). 
 
O
O
O
Desenhando as estruturas 
de Lewis 
Estruturas de ressonância 
Desenhando as estruturas 
de Lewis 
Estruturas de ressonância 
 
• A estrutura de ressonância tem duas ligações idênticas de 
caráter intermediário. A estrutura do ozônio é melhor 
representada assim: 
 
 
 
 
 
 
 
 
O
O
O
O
O
O
Desenhando as estruturas 
de Lewis

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