Forças intermoleculares

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1. FORÇAS INTERMOLECULARES 
 
 Forças intermoleculares são definidas como forças de atração entre 
moléculas ou íons (cátions e ânions). Todos os tipos de interação entre as 
moléculas são muito importantes para a natureza. 
 A intensidade dessas forças, é muito variável entre as substâncias, 
sabe-se que a maior atração entre as moléculas vem das ligações iônicas e 
covalentes, as forças de intermoleculares são muito mais fracas que as 
ligações, em geral todas tendem a ser até 15% mais fracas que as ligações. È 
necessário muito mais energia para se quebrar uma ligação de qualquer 
natureza, do que para se vaporizar um líquido ou fundir um sólido. 
 Para ter padrões de comparação para a intensidade das forças 
intermoleculares é bom, lembrar que as energias de atração entre dois íons 
com cargas opostas atinge várias centenas de quilojoules por mol. As ligações 
covalentes envolvem energias na faixa de 100 a 400 KJ/mol. Essas energias 
são, usualmente, muito maiores do que as forças intermoleculares que 
descrevemos. 
 Muitas propriedades das substâncias são dadas pelas forças 
intermoleculares envolvidas nas mesmas. Por exemplo o ponto de ebulição e 
ponto de fusão, para que um líquido vaporize ou congele é necessário que as 
forças intermoleculares envolvidas sejam quebradas. 
 Existem três tipos de forças intermoleculares conhecidas: as forças 
dipolo-dipolo, de dispersão de London e ligação de hidrogênio, essas três 
forças também são conhecidas como forças de van der Walls. Há também a 
força íon- dipolo. Os quatro tipos de forças intermoleculares são de natureza 
eletrostática, e, envolvem atrações entre cargas opostas (positivas e 
negativas). 
 
1.1 FORÇAS ÍON DIPOLO 
 
 Essa interação molecular geralmente ocorre entre um íon dissolvido em 
um solvente polar (exemplo: água e a amônia líquida). 
 Os cátions são atraídos pelo lado negativo do dipolo, enquanto os 
ânions são atraídos pelo lado positivo do dipolo. Essa atração aumenta 
conforme a carga dos íons e do dipolos envolvidos. 
 As moléculas polares tem que estar extremamente perto dos íon , quase 
havendo contato entre elas, para que a interação ocorra. Um íon é atraído por 
uma lado da molécula e simultaneamente é repelido pelo outro lado. 
 A ligação de moléculas de água a partículas solúveis, especialmente 
íons, é chamada de hidratação. A hidratação é devida ao caráter polar da 
molécula de H2O. A carga parcial negativa do átomo O é atraída pelo cátion e 
as cargas parciais positivas dos átomos de H são repelidas. Espera-se, por 
isso, que moléculas de água se aglomerem ao redor do cátion, com átomos de 
O apontando para o interior e os átomos H apontando para o exterior. Espera-
se o arranjo inverso no caso de um ânion: os átomos H têm cargas parciais 
positivas,; logo, eles são atraídos pela carga negativa do ânion. Como a 
hidratação é o resultado d interação entre o íon e as cargas parciais da 
molécula polar de água, este é um exemplo de uma interação íon-dipolo. 
 Durante o processo de hidratação existe uma variação de energia na 
forma de calor chamada de entalpia de hidratação. Se o solvente envolvido não 
for a água , mas outro solvente polar, o íon se torna solvatado, e a variação de 
energia é chamada de entalpia de solvatação. 
 A intensidade das atrações dependem basicamente da distância entre o 
íon e o dipolo, da carga do íon ( quanto maior, maior será a atração) e da 
grandeza do dipolo ( quanto maior, maior será a atração). 
 Com relação a distância ela é dado por 1/d² (d= distância entre o centro 
do íon e a parte de sinal oposto do dipolo). Conforme o raio do íon se torna 
maior, a hidratação se torna menos exotérmica e a entalpia menos negativa. 
 Em resumo, as forças de íon-dipolo são fortes para íons pequenos com 
carga elevada, e os cátions pequenos com carga elevada frequentemente 
forma compostos hidratados. 
 
1.2 FORÇAS DE VAN DER WALLS 
 
1.2.1 Forças Dipolo-Dipolo 
 
 As interações intermoleculares dipolo-dipolo ocorrem entre moléculas 
polares, os “terminais” das moléculas carregados com cargas parciais opostas 
são induzidos a se manterem próximos uns dos outros. 
 Quanto mais elevada à polaridade das moléculas envolvidas, mais forte 
será a interação. Com relação à força íon dipolo, as forças dipolo-dipolo são 
mais fracas (uma razão para essa fraqueza é que as cargas dos dipolos são 
parciais, não são completas) e diminuem rapidamente com a distância, 
especialmente na fase gás e líquida em que as moléculas estão em constante 
rotação. Como as moléculas estão rodando ocorrem atrações e repulsões 
simultaneamente, mas as forças atrativas predominam e demoram mais para 
acabar que forças repulsivas. 
 Quando o momento dipolo aumenta, o ponto de ebulição também 
aumenta. 
 Para haver atuação dipolo-dipolo as moléculas devem se aproximar 
com a orientação correta. Entre moléculas de polaridade comparável, as com 
volumes moleculares menores sofreram maior influencia da atração dipolo-
dipolo. 
 Como na atração íon-dipolo, na atração dipolo-dipolo também há 
desprendimento de energia quando há interação entre as moléculas, por isso, 
por exemplo, é necessário resfriar um gás para que ele se torne líquido, o calor 
desprendido nas interações moleculares tem que ser removido. Já para 
transformar um líquido em gás é necessário haver aquecimento, pois é 
necessário injetar energia para separar os dipolos que interagem. A presença 
de dipolo permanente também influencia a solubilidade. 
 
1.2.2 Forças de London 
 
 As forças de London também são conhecidas como forças de dispersão, 
são geralmente muito fracas. Foram descritas primeiramente em 1930 por Fritz 
London, físico americano de origem alemã. 
 São as mais comuns entre as forças intermoleculares, e atuam em todas 
as substâncias moleculares, são de natureza eletrostática e provêm de 
atrações que envolvem dipolos induzidos. 
 Um dipolo induzido acontece porque, os elétrons podem se concentrar 
em algum ponto da molécula, deixando o seu núcleo parcialmente exposto. 
Consequentemente, uma região da molécula adquire uma carga parcial 
positiva instantânea e outra região adquire uma carga parcial negativa 
instantânea. 
 Quando ocorre um momento de dipolo instantâneo em uma molécula 
distorcerá a nuvem eletrônica de uma molécula vizinha, dando origem a um 
dipolo instantâneo na segunda molécula. Embora o momento de dipolo 
instantâneo de uma molécula possa variar de uma orientação a outra, o 
momento de dipolo induzido na segunda molécula o segue fielmente, 
ocorrendo então, atração permanente entre as duas moléculas. 
 A energia das interações de London depende da polarizabilidade, das 
moléculas, ou seja, sua facilidade de formação de nuvens de elétrons . Como 
as moléculas volumosas, são mais polarizáveis do que as moléculas pequenas, 
pode-se esperar que elas sofram interações de London mais fortes. A energia 
diminui com a distância. Essa energia também depende da forma das 
moléculas, como resultado da forte dependência em relação a distância, as 
interações entre moléculas de geometria cilindróide são mais fortes do que 
entre moléculas de geometria esferóide com o mesmo número de elétrons. 
 Existem também as interações dipolo-dipolo induzido, que ocorre 
quando uma molécula polar interage com uma molécula apolar (por exemplo: 
oxigênio dissolvido em água). 
 As forças de London ocorrem em todas as moléculas, sem importar se 
ela são polares ou apolares. As moléculas polares sofrem interações dipolo-
dipolo, mas também sofrem interações das forças de London ao mesmo tempo. 
Estima-se que as forças de dispersão são responsáveis por maisde 80% da 
atração entre as moléculas. 
 
1.2.3. Ligação de Hidrogênio 
 
 A ligação de hidrogênio é a foca de van der Walls mais forte, é um tipo 
de atração intermolecular entre o hidrogênio em uma ligação polar e um par 
eletrônico não compartilhado em um íon ou átomo pequeno que esteja 
próximo. Comumente, uma das moléculas deve ter um grupo O-h, N-H, ou H-f, 
que cede o átomo H, e, a outra, um átomo O,N ou F que cede o par isolado de 
elétrons. 
 Podem ser consideradas atrações dipo-dipolo ímpares. Como os átomos 
de F,N e O são extremamente eletronegativos, uma ligação entre qualquer um 
deles e o hidrogênio (positivo) é muito polar. 
 A ligação de hidrogênio é tão forte , que predomina sobre todos os 
outros tipos de interação. 
 Elas possuem um papel vital na manutenção da forma de moléculas 
biológicas. A forma de uma molécula de proteína é governada principalmente 
por ligações hidrogênio. Quando elas se quebram, a molécula de proteína 
perde sua função. As árvores se mantém eretas por ligações de Hidrogênio, as 
moléculas de celulose formam várias ligações de hidrogênio. Elas também 
mantém juntas as fitas do DNA e são essenciais para o entendimento do 
processo de reprodução. 
 
Por: Samara de Quadros 
Graduanda em química 
 
REFERÊNCIAS 
 
BRADY, J. & HUMISTON, G. E. Química geral, Livros técnicos e científicos 
Editora S.A., Rio de janeiro, 1986. 
 
Kotz. John C. Química geral e reações químicas – Trad. Flávio Maron Vichi. 
São Paulo: Cengage Learnig. 2008. 
 
ATKINS, P; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 5ª edição. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
 
RUSSEL, John B. Química Geral. Vol 1.