FICHAMENTO - FORÇAS INTERMOLECULARES

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE 
CENTRO DE EDUCAÇÃO E SAÚDE – CES 
UNIDADE ACADÊMICA DE BIOLOGIA E QUÍMICA – UABQ 
CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA 
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL II 
ALUNA: LISÂNIA MARYELE DA SILVA LIMA 
PROFESSORA: DRA. ANA REGINA DO NASCIMENTO CAMPOS 
 
 
 
 
 
 
FICHAMENTO DAS AULAS: FORÇAS INTERMOLECULARES 
 
 
 
 
 
 
 
CUITÉ – PB 
2016 
FORÇAS INTERMOLECULARES 
 
Ao compararmos fatores que influenciam os estados físicos das substâncias 
covalentes, nas mesmas condições de pressão e temperatura, é fácil deduzir que o 
trabalho de afastar ou aproximar as moléculas de uma substância será tão mais fácil 
quanto mais leve forem suas moléculas. 
Há, entretanto, moléculas com massas próximas que tem estados físicos 
diferentes, por exemplo: 
H2O → mol + ou – 18 gramas é líquido 
Ne → mol + ou – 20 gramas é gás 
Isto nos mostra que explicar aumentos de ponto de fusão e de ebulição apenas 
em função da massa não é suficiente. Existem outros fatores que influenciam estes 
estados. 
Estes fenômenos estão relacionados a forças de ligações que existem entre as 
moléculas. Estas forças começaram a ser desvendadas por Van der Waals, (1873). Essas 
forças resumem-se em três tipos: Interação Dipolo-Dipolo, Pontes de Hidrogênio e 
Forças de Van der Waals ou de Dispersão de London. O primeiro tipo ocorre entre 
moléculas polares, o segundo entre moléculas polares em que o hidrogênio esteja ligado 
a átomos muito eletronegativos, neste caso aos átomos de Flúor, Oxigênio e Nitrogênio 
e o terceiro, entre moléculas apolares. 
Interação Dipolo-Dipolo 
A extremidade positiva de uma molécula polar tende atrair a extremidade 
negativa da outra. Esta coesão fraca de natureza elétrica entre as moléculas é suficiente 
para aumentar o ponto de fusão e ebulição das substâncias. Por exemplo: HCl sólido. 
Pontes de Hidrogênio 
A possibilidade de ocorrência de pontes de hidrogênio surge quando temos o 
hidrogênio ligado a átomos muito eletronegativos e pequenos como Flúor, Oxigênio, 
Nitrogênio e Cloro. 
Exemplo: a água (H2O) 
O oxigênio, por ser um átomo muito eletronegativo e pequeno, exerce bastante 
atração sobre a nuvem eletrônica. Assim a molécula está bastante polarizada. Lembre-
se: o átomo de hidrogênio é o mais simples que existe e só tem um elétron. 
Os hidrogênios serão intensamente atraídos pelo pólo negativo de outra 
molécula de água. 
Na molécula de água, podemos dizer que o hidrogênio está constituído de um 
centro de carga muito forte, suficiente para que o hidrogênio exerça uma atração 
eletrostática sobre um segundo átomo bastante eletronegativo. E, assim sendo, o 
hidrogênio funciona como ponte entre dois átomos. 
Pela sua estrutura, podemos concluir que a fórmula real da molécula de água é 
(H2O)n, simplificando (H2O). 
Forças de Van der Waals ou de Dispersão de London 
Observamos que muitas substâncias apolares podem ser liquefeitas e, em muitos 
casos, até solidificados. Que tipo de forças unem essas moléculas? 
Ao abaixar a temperatura de uma substância covalente apolar no estado gasoso, 
as suas moléculas se aproximam e, à medida que a aproximação de suas moléculas 
aumenta, intensifica a interação entre as moléculas, isto é, o núcleo de uma atrai os 
elétrons de outras e vice-versa. O equilíbrio é atingido quando a atração dos núcleos 
pelos elétrons é equilibrada pela repulsão entre os núcleos e entre as nuvens eletrônicas. 
A força resultante chama-se forças de Van der Waals ou de Dispersão de London. 
As interações descritas tendem a serem maiores quanto maiores forem às 
nuvens. Por isso mesmo, as moléculas mais pesadas tendem a ter uma força maior de 
interações de Van der Waals; consequentemente, quanto maior as moléculas, maior 
ponto de fusão e ebulição. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Referências Bibliográficas 
 
MG GOMES – GRÁFICA E EDITORA: Cursinho Pré-Vestibular (Semi e 
Extensivo).