Aula10 11 e 12

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Aula 10, 11 e 12
BC0104 – Interações Atômicas
e Moleculares
INTERAÇÕES MOLECULARES
• Hueder Paulo Moisés de Oliveira
Ligação Química
Porque ocorre a ligação química entre átomos e 
moléculas??? 
2
 A curva de energia potencial tem um
mínimo na distância de equilíbrio
(R0):
a) R > R0
i. A energia potencial diminui
gradualmente (V →0);
ii. Forças atrativas são
dominantes.
b) R < R0
i. A energia potencial aumenta
rapidamente (V →∞);
ii. Forças repulsivas são
dominantes.
c) R = R0
i. As forças atrativas e repulsivas
são iguais.
3
Interações de van der Waals
As interações atrativas e repulsivas entre as moléculas
envolvem as cargas parciais e nuvens eletrônicas de
moléculas polares e apolares ou de grupos funcionais.
Estas interações são chamadas de interações de van
der Waals (ou forças de van der Waals). Este termo
exclui as interações que resultam na formação de
ligações covalentes ou iônicas. Em geral, a energia
potencial que surge de uma interação atrativa de van
der Waals é proporcional ao inverso da sexta potência
da separação entre moléculas ou grupos funcionais:
Johannes Diderik van 
der Waals
(1837-1923)
Nobel (Física): 1910
V(r ) =
C
r 6
C: Constante característica da interação entre átomos,
moléculas ou íons.
4
Interações de van der Waals
Se a energia potencial é denotada por V, então a força é dada por:
dV
F
dr

6 7
6d C C
F
dr r r
 
   
 






 1nn xnx
dx
d
“Ficará perfeitamente claro que em
todos os meus estudos eu estava
bastante convencido da real existência
das moléculas (...) Quando comecei
meus estudos, tive a sensação de que
estava quase sozinho ao manter essa
visão (...) E agora não acho exagero
afirmar que a existência real de
moléculas é universalmente assumida
pelos físicos. Muitos dos que se
opuseram a isso acabaram sendo
conquistados, e minha teoria pode ter
sido um fator contribuinte”.
 Johannes D. van der Waals's notes in
Nobel Lecture, The equation of state for
gases and liquids (12 December 1910).
V(r ) =
C
r 6
5
Interações de van der Waals
A energia potencial de qualquer átomo, íon ou molécula é dada por:
( )
m n
a b
V r
r r

 
V(r): Energia potencial da interação em função de r;
r : Distância entre os átomos, íons ou moléculas;
a, b: Constante de proporcionalidade de atração e repulsão,
respectivamente;
m, n: Constante característica de cada tipo de ligação e tipo de
estrutura.
6
Interações de van der Waals
1924: Potencial de Lennard-Jones
ε: Profundidade do poço;
σ: Separação para a qual V = 0.
John Edward 
Lennard-Jones
(1894-1954)
Descreve a energia potencial de interação entre dois átomos
ou moléculas não ligadas baseado na sua distância de
separação. A equação do potencial de Lennard-Jones
considera as interações atrativas (dipolo-dipolo, dipolo-dipolo
induzido, e forças de London) e repulsivas entre os átomos e
moléculas.
7
Interações de van der Waals
1924: Potencial de Lennard-Jones
8
Interações de van der Waals
1924: Potencial de Lennard-Jones
Raio de van der Waals (rvdW): Representa a distância mínima entre
dois átomos. Pode ser considerado como a distância interatômica.
rvdW ≈ σ
O raio de van der Waals também define a área de van der Waals (SvdW)
e volume (VvdW). O volume de van der Waals de uma molécula é dado
pela soma dos volumes de van der Waals dos átomos ou grupos de
átomos que formam a molécula.
 2 34 
3
vdW vdWS V  
σ: Separação para a qual V = 0.
1783: Lei de Coulomb
9
Interações de van der Waals
Charles Augustin de 
Coulomb
(1736-1806)
Em moléculas a grande distâncias, nós podemos negliciar
efeitos quânticos e descrever o núcleo e os elétrons como
cargas pontuais seguindo as leis clássicas da eletrostática
(Lei de Coulomb):
1 2
2
0
1
4
QQ
F r
r

F: Força elétrica (N);
Q1 e Q2: Cargas dos átomos 1 e 2 (C);
ε0 : Permissividade no vácuo (8,854 x 10
-12 C2.N-1.m-2);
r: Distância entre as duas cargas pontuais (m).
1783: Lei de Coulomb
10
Interações de van der Waals
Se considerarmos duas cargas elétricas no vácuo, podemos escrever
o potencial de Coulomb como:
1 2
0
1
4
QQ
V
r

Entretanto, em geral, temos que levar em conta a presença de outras
partes da moléculas ou outras moléculas entre as cargas. Este não é
um problema simples, mas costuma-se considerar um meio
homogêneo e o potencial torna-se:
1 21
4
QQ
V
r

1783: Lei de Coulomb
11
Interações de van der Waals
1 21
4
QQ
V
r

Neste caso, ε é a permissividade do meio. A determinação deste valor
pode ser bastante complicada e foram propostos vários modelos para
calcular este parâmetro.
782 )OH(
( ) 2hexano 
12
Quando consideramos as moléculas, devemos estimar a carga
parcial sobre cada um dos átomos (ou grupo de átomos envolvidos).
Abaixo, temos uma tabela com os valores de cargas parciais em
polipeptídeos:
Interações de van der Waals
1783: Lei de Coulomb
13
Momento de Dipolo Elétrico
Quando moléculas estão muito separadas, é simples expressarmos
a sua interação em termos do momento de dipolo associado com a
distribuição de cargas ao invés de cada carga parcial individual. Um
dipolo elétrico consiste de duas cargas q e –q separadas pela
distância r. O produto qr é chamado de momento de dipolo
elétrico (µ).
rq


14
Os dipolos podem ser formados como resultado de um desbalanço da
distribuição de elétrons em moléculas assimétricas. Isso é causado pela
localização instantânea de mais elétrons de um lado do núcleo do que
do outro.
simétrico anti-simétrico
Portanto, átomos e moléculas contendo dipolos são atraídas pelas
outras por forças eletrostáticas.
Forças atrativas Nenhuma força 
atrativa é produzida
Momento de Dipolo Elétrico
15
 A forma de uma molécula influencia na sua habilidade de formar
dipolos temporários. Moléculas longas e finas podem empacotar
muito mais próximas uma das outras do que moléculas mais
esféricas.
 As forças de van der Waals são da ordem de 1% da força de uma
ligação covalente.
Moléculas homonucleares, como o
iodo (I2), desenvolvem
temporariamente um dipolo devido à
flutuação natural de densidade
elétronica dentro da molécula.
Moléculas heteronucleares,
como o HCl possuem um
dipolo permanente que atrai
o polo oposto em outras
moléculas.
Momento de Dipolo Elétrico
16
Os momentos de dipolo são calculados considerando o vetor µ com
três componentes: µx, µy, e µz. A direção de µ mostra a orientação do
momento de dipolo na molécula e o comprimento do vetor µ
corresponde à magnitude do momento de dipolo.

J
JJx xq
qJ: A carga parcial do átomo J;
xJ: A coordenada x do átomo J.
  2/1222 zyx  
Momento de Dipolo Elétrico
17
Momento de dipolo de algumas ligações moleculares
ligação (D) ligação (D)
H-F 1.9 C-F 1.4
H-Cl 1.1 C-Cl 1.5
H-N 1.3 C-N 0.2
H-O 1.5 C-O 0.1
1 Debye (D) = 3,335 64 x 10-30 C.m
Petrus Josephus 
Wilhelmus Debye
(1884-1966)
Nobel (Química): 1936
Momento de Dipolo Elétrico
18
  2/1212221 cos2  res
Momento de Dipolo Elétrico
H
N
C
O
+0,18
-0,36
+0,45
-0,38

(182,-87,0)
(132,0,0)
(0,0,0)
(-62,107,0)
x = (-0,36e) x (132 pm) + (0,45e) x (0 pm)
+(0,18e) x (182 pm) + (-0,38e) x (-62 pm)
= 8,8e pm
= 8,8 x (1.602 x 10-19 C) x (10-12 m)
= 1,4 x 10-30 C m = 0,42 D
Exemplo: Calculando o momento de dipolo elétrico
19
Momento de Dipolo Elétrico
y = (-0,36e) x (0 pm) + (0,45e) x (0 pm)
+(0,18e) x (-86,6 pm) + (-0,38e) x (107 pm)
= -56e pm = -9.1 x 10-30 C m = -2,7 D
z = 0   2/1222 zyx  
 =[(0,42 D)2 + (-2,7 D)2]1/2 = 2,7 D
Exercício: Calcule o momento de dipolo para o formaldeído:
20
Momento de Dipolo Elétrico
Forças Intramoleculares
21
 Ligação iônica: Força de interação eletrostática entre íons de
cargas positivas e negativas. Ocorre entre metais e não-metais
(ametais). Exemplo: NaCl.
A ligação que mantém os átomos de uma molécula unidos é uma
força intramolecular.
22
 Ligação covalente:É formada pelo compartilhamento de elétrons
entre os átomos, ao invés da transferência de elétrons. Ocorre
entre ametais.
Forças Intramoleculares
23
 Ligação metálica: Força eletrostática de atração entre íons de
carga positiva e elétrons externos deslocalizados. Ocorre entre
metais.
Forças Intramoleculares
Forças Intramoleculares
24
ATENÇÃO:
O cárater iônico, covalente ou metálico é
dado pela simetria da distribuição eletrônica
em relação a posição dos núcleos.
Forças Intramoleculares
25
Exemplo: Transformações Químicas
Forças Intermoleculares
26
A atração entre moléculas é uma força intermolecular.
 Interação íon-íon;
 Interação íon-dipolo;
 Dipolo-dipolo;
 Dispersões (forças) de London;
 Ligação de hidrogênio.
As interações intermoleculares são muito mais fracas do que as 
intramoleculares. Por exemplo, 16 kJ.mol-1 versus 431 kJ.mol-1
para o HCl.
Forças Intermoleculares
27
Forças Intermoleculares
28
Exemplo: Transformações Físicas
Quando uma substância se funde ou entra em ebulição, forças
intermoleculares são quebradas.
Fermentação do açúcar a etanol
glicose
hexoquinase 
de levedura
ligação da glicose 
ao sítio ativo da enzima
interações 
intermoleculares
específicas
Exemplo: Transformações Físicas
Forças Intermoleculares
29
Estados físicos da matéria
SÓLIDO
LÍQUIDO
GÁS
Partículas não têm energia suficiente
para escapar da atração dos vizinhos e
podem formar estruturas organizadas.
Partículas movem-se em relação aos
vizinhos mas não têm energia suficiente
para escapar totalmente de sua
influência.
Partículas possuem muita energia
cinética e movem-se quase que
livremente.
30
Forças Intermoleculares
Ecin << Epot
ENERGIA POTENCIAL
(interações)
ATRAÇÃO
REPULSÃO
ENERGIA CINÉTICA
(depende da temperatura)
Epot
T = 40 K
T = 85 K
T = 150 K
Ecin >> EpotEcin ≈ Epot
(SÓLIDO) (LÍQUIDO) (GÁS)
Exemplo ilustrativo: dois átomos de argônio (Ar) se aproximando:
Forças Intermoleculares
Estados físicos da matéria
31
Considere dois íons com cargas -z1 e +z2 separados pela distância r12
em um sólido cristalino.
32
Interação Íon-Íon
33
Interação Íon-Íon
1 2
12
0 12
( ) ( )
4
z e z e
V
r
  

O potencial do sólido é dado como:
Para calcular a energia potencial total de todos os íons, precisamos
somar a expressão do potencial para todos os íons:
2 22 2 2 2 2 2
31 2 4
0
1
.....
4 2 3 4
total
z ez e z e z e
V x
r r r r
 
      
 
34
Interação Íon-Dipolo
Considere um dipolo μ1 interagindo com uma carga elétrica Q2:
Q2
O potencial de interação é dado por:
A ordem de magnetude dessa
interação é de 15 kJ.mol-1. A
interação pode ser atrativa ou
repulsiva dependendo da
natureza das cargas e da
orientação relativa carga-dipolo.
Interação Íon-Dipolo
35
Exemplo: Interação íon-dipolo.
Mostre que para uma carga Q2 colinear com um momento de dipolo μ1 a 
uma distância r, o potencial de interação é dado por: 
Resolução:
Cl-
Na+
cloreto de sódio (NaCl)
composto iônico
molécula polar
água (H2O)
H
O
H
SOLVATAÇÃO
(HIDRATAÇÃO)
solução aquosa de cloreto de sódio 36
Interação Íon-Dipolo
É encontrada em soluções aquosas de compostos iônicos. Por
exemplo: água com sal (cloreto de sódio ).
Os elétrons não
ligantes do átomo
de oxigênio da água
são fortemente
atraídos pelos íons
sódio (Na+).
De igual modo, os
íons cloreto (Cl-)
atraem os átomos
de hidrogênio da
água, que possuem
uma carga parcial
positiva.
Dissociação de compostos iônicos em água
37
Interação Íon-Dipolo
Dissociação de compostos iônicos em água
38
Interação Íon-Dipolo
+ 400 g NaCl
+ 200 g NaCl
agitação
agitação
Solubilidade máxima do NaCl em 1 L de H2O: 360 g
Compostos iônicos não são infinitamente solúveis em água.
1L
H2O
solução:
200 g NaCl dissolvidos
em 1L H2O
solução sobrenadante:
360 g NaCl / 1L H2O
precipitado: 40 g NaCl
Solubilidade de compostos iônicos
Interação Íon-Dipolo
39
Solubilidade de compostos iônicos
40
Interação Íon-Dipolo
CaCO3 (carbonato de cálcio):
praticamente não se dissolve em água
A solubilidade é determinada pelo balanço entre:
ENERGIA RETICULAR e ENERGIA DE HIDRATAÇÃO
interações íon-íon interações íon-solvente
Interação Íon-Dipolo
Solubilidade de compostos iônicos
41
MUITO SOLÚVEL
360 g NaCl / 1L H2O a 25°C
POUCO SOLÚVEL
0,002 g AgCl / 1L H2O a 25°C
E (hidratação)
- 774 kJ/mol
E (reticular)
- 779 kJ/mol E (reticular)
- 916 kJ/mol
E (hidratação)
- 851 kJ/mol
NaCl AgCl
Interação Íon-Dipolo
Solubilidade de compostos iônicos
42
Como saber se um composto iônico é ou não solúvel
em água?
 Estrutura (relação carga/raio e empacotamento dos íons no
retículo).
 Dados termodinâmicos (energias tabeladas).
 Experimento (TESTANDO NA PRÁTICA NO
LABORATÓRIO).
Interação Íon-Dipolo
Solubilidade de compostos iônicos
43
Ocorre entre moléculas polares. Como moléculas polares contém
diferentes átomos com diferentes eletronegatividades, podem formar
pequenas barras magnéticas. A interação pode ser atrativa ou repulsiva
dependendo da orientação relativa entre os dois momentos de dipolo:
44
Interação Dipolo-Dipolo
As moléculas se organizam a fim de
maximizar as forças atrativas e minimizar as
forças repulsivas dando às moléculas formas
específicas.
45
Considere um dipolo μ1 e μ2 com orientações fixas (como um sólido).
O potencial de interação entre eles é dado por:
Interação Dipolo-Dipolo
Observações:
1. A energia potencial diminui muito mais rapidamente que um
potencial Columbiano;
2. O fator angular leva em conta o modo como cargas iguais ou
opostas se aproximam umas das outras na medida que é alterada a
orientação relativa entre dipolos;
3. A energia é a mais baixa quando θ = 0o ou θ = 180o, ou seja,
dipolos paralelos ou antiparalelos.
-1 2kJ molV  
Momento de dipolo fixo
46
Interação Dipolo-Dipolo
Momento de dipolo fixo
Multiplicando pela constante de Avogrado, nós obtemos
Interação Dipolo-Dipolo
Exemplo: Momento de dipolo fixo.
Calcule a energia potencial molar da interação dipolar entre duas
ligações peptídicas separadas por 3,0 nm em diferentes regiões da
cadeida polipeptídica, com θ = 180o. Considere μ1 = μ2 = 2,7 D,
correspondendo a 9,1x10-30C.m.
Resolução:
47
48
Considere agora a interação entre moléculares polares movendo-se em
uma solução ou gás:
Interação Dipolo-Dipolo
Momento de dipolo rotacional
Orientação desfavorável
Orientação favorável
49
A energia de interação deve ser uma média de todas as
orientações possíveis seguindo a distribuição de Boltzmann:
Interação Dipolo-Dipolo
Ludwig Eduard 
Boltzmann
(1844-1906)
 
23
2
224
2
B
Mv
k T
B
M
P v dv v e dv
k T


 
  
 
 
  
 
Momento de dipolo rotacional
M : massa molar do gás;
R : constante dos gases;
T : temperatura do gás;
v : módulo da velocidade
molecular;
P(v) : função distribuição de
probabilidade de velocidade.
50
Interação Dipolo-Dipolo
Momento de dipolo rotacional
V ∞ 1/r6 → Interações de van der Waals;
V ∞ 1/T → Maior movimento das orientações dos dipolos em altas
temperaturas.
Duas moléculas de HCl à 25 ºC com μ = 1D à 5Å:
-1 0.07 kJ molV  
51
Mesmo em moléculas apolares, podemos ter o surgimento de dipolos
temporários devido a interação com outras moléculas.
Interação Dipolo-Dipolo
Dipolo induzido
“semelhante atrai
semelhante”
52
Interação Dipolo-Dipolo
Dipolo induzido
Uma molécula apolar também pode ser polarizada através da ação de
um campo elétrico externo:
- + 
+ +
-
+ -
+
- +
induzido
1
 E
2
   α β
Polarizabilidade Hiperpolarizabilidade
Molécula apolar
Campo elétrico
53
Polarizabilidade é uma propriedade molecular que aumenta com o
número de elétrons da molécula e diminui com o aumento da energia de
ionização:
Dipolo induzido
Interação Dipolo-Dipolo
(número atômico)
 
(energia de ionização)
Z
I
 
A magnitude do momento do dipolo induzido(µ*) é proporciona à força do
campo elétrico (E):
µ* = αE 
54
Dipolo induzido
Interação Dipolo-Dipolo
 /D /(10
30
 m
3
) 
Ar 0 1.66 
CCl4 0 10.5 
C6H6 0 10.4 
H2 0 0.819 
H2O 1.85 1.48 
NH3 1.47 2.22 
HCl 1.08 2.63 
HBr 0.80 3.61 
HI 0.42 5.45 
55
Interação Dipolo-Dipolo
Exemplo: Dipolo induzido
Qual é a força de campo elétrico requerida para induzir um momento de
dipolo elétrico de 1 µD em uma molécula de polarizabilidade de volume
igual à 1,1 x 10-31 m3?
Resolução:
0
'
4

 
31 41
0
1,1 10 1,224 10
4



      -1 2 2J C m
6 30
*
41
5 1 1 5 1
2 1 1
1,0 10 (3,335 10 )
1,224 10
2,725 10 2,725 10
2,725 10 2,725
E E 
 

  
 
 
  

   
  
JC m Vm
kVm kVcm
56
Dipolo-dipolo induzido
Interação Dipolo-Dipolo
Uma molécula polar com um momento de dipolo µ1 pode induzir um
momento de dipolo em uma molécula apolar polarizável.
O dipolo induzido
interage com o dipolo
permanente da primeira
molécula e os dois são
atraídos.
Dipolo induzidoDipolo permanente
57
Dipolo-dipolo induzido
Interação Dipolo-Dipolo
6
0
2
2
1
r
V



58
Dipolo-dipolo induzido
Interação Dipolo-Dipolo
Exemplo: Ácido clorídrico (HCl) reagindo com argônio (Ar)
Quando se 
aproximam: o 
dipolo permanente 
da molécula de 
HCl induz a 
formação de dipolo 
num átomo de 
argônio próximo.
59
Dipolo-dipolo induzido
Interação Dipolo-Dipolo
Atenção: Nem sempre é viável definir a interação das moléculas
apenas pelo momento de dipolo…
60
Dispersões (Forças) de London
A nuvem eletrônica de átomos e moléculas pode sofrer
deformações ao acaso conforme os elétrons se
movimentam, gerando um dipolo instantâneo.
Fritz Wolfgang 
London
(1900-1954)
Um dipolo instantâneo pode induzir outro dipolo instantâneo
na partícula adjacente.
61
Dispersões (Forças) de London
As forças de London dependem:
1) Da polarizabilidade da primeira molécula: Quanto maior do número
de elétrons maior é a flutuação na distribuição eletrônica;
2) Da polarizabilidade da segunda molécula.
21V
1 2 1 2
6
1 2
2
3
I I
V
r I I
 


Fórmula de London
I1, I2: Energia de ionização das duas moléculas.
Cl Cl Br Br
I I
Cl (17 elétrons) Br (35 elétrons) I (53 elétrons)
 A intensidade das forças de London aumenta com o aumento
da polarizabilidade das moléculas.
 A polarizabilibidade aumenta conforme o número de elétrons
aumenta (nuvem eletrônica maior é mais "deformável").
Dispersões (Forças) de London
62
C5 C15 C18
Dispersões (Forças) de London
Intensidade das forças de London
63
As forças de dispersão de London entre moléculas esféricas são
menores do que entre moléculas alongadas.
Dispersões (Forças) de London
Intensidade das forças de London
64
Dispersões (Forças) de London
65
Interação Dependência 
com a distância
Energia
(kJ.mol-1)
Tipo
Íon-ion r-1 250 Apenas entre 
íons
Íon-dipolo r-2 15
Dipolo-dipolo
r-3 2 Moléculas 
polares com 
dipolos fixos
r-6 0,3 Moléculas 
polares com 
dipolos 
rotacionais
Dipolo-dipolo 
induzido
r-6 0,3
Forças de 
London
r-6 2 Todas as 
moleculas e 
íons
Ligação de Hidrogênio
66
 Tipo especial de interação dipolo-dipolo.
 Específica para moléculas contendo um átomo de H ligado a
átomos de F, O ou N (três elementos mais eletronegativos da tabela
periódica).
 Interação intermolecular MUITO FORTE.
Eletronegatividade:
Ligação de Hidrogênio
67
D-(doador)  H+ - - - -A-(receptor)
Pode ser descrito como uma interação dipolo-dipolo entre dipolos
fixos:
ligação de hidrogênio 3
- -
 
 = -
 D H A
C
V
r
Ligação de hidrogênio na celulose
A Celulose é um polímero da glicose.
pode formar ligação de hidrogênio com a cadeia vizinha
Ligação de Hidrogênio
Ligação de Hidrogênio
69
Ligação de hidrogênio na celulose
Ligação de Hidrogênio
70
 A ordem de magnitude da ligação de hidrogênio é 20 kJ.mol-1 (r ≈ 2 Å);
 O comprimento e a força da ligação de hidrogênio depende da
eletronegatividade do par de átoms doador-receptor e da geometria
dos grupos atômicos:
Ligação de Hidrogênio
71
Consequências:
 Rigidez de moléculas sólidas (sacarose, gelo).
Ligação de Hidrogênio
72
Consequências:
 Baixa pressão de vapor.
73
Hidretos da família (IVA) são moléculas apolares (µR = 0) portanto,
suas moléculas são atraídas por dispersões de London e a
temperatura de ebulição aumenta com a massa molecular da
substância. Já em relação aos hidretos da família VA, VIA e VIIA
são moléculas polares (µR ≠ 0) a ebulição aumenta com a massa
molecular e a anomalia que ocorre com a água, fluoreto de
hidrogênio e amônia, é devida às ligações de hidrogênio, que são
interações mais fortes que as dipolo-dipolo comuns, aumentando a
temperatura de ebulição.
As interações intermoleculares criam uma espécie de “pele” na 
superfície do líquido.
Ligação de Hidrogênio
Consequências:
 Alta viscosidade;
 Alta tensão superficial (água).
74
Ligação de Hidrogênio
75
Consequências:
 Estrutura secundária de proteínas (dupla hélices).
Forças íon-dipolo
“Ligações” iônicas
Forças de London
Forças dipolo-dipolo
Ligação Hidrogênio
E
Forças de van der Waals
Energias Relativas das Interações
76
Energias Relativas das Interações
77
Exercício: Colocar as substâncias abaixo em ordem crescente de ponto
de ebulição e justificar a resposta:
a) CH4 , CaCO3 , H3C—O—CH3
b) H3C—CH2—OH e H3C—O—CH3
H2O
I2
Interações intermoleculares:
 água – água:
 iodo – iodo:
 água – iodo:
Iodo não é solúvel em água porque as
interações água-água e iodo-iodo são
mais fortes que as interações água-
iodo.
ligações de hidrogênio
dispersões de London
dipolo permanente-dipolo induzido
78
 Determinam propriedades da matéria como ponto de fusão/ ebulição
e solubilidade.
Importância Prática das Interações
Intermoleculares
CCl4 + I2
Interações intermoleculares:
 CCl4 – CCl4:
 iodo – iodo:
 CCl4 – iodo:
Iodo é solúvel em CCl4 (as 3
interações acima são muito
semelhantes).
dispersões de London
dispersões de London
dispersões de London
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Importância Prática das Interações
Intermoleculares
 Determinam propriedades da matéria como ponto de fusão/ ebulição
e solubilidade.
Regra Prática de Solubilidade
 Substâncias polares são: 
 bons solventes para substâncias polares;
 solventes ruins para substâncias apolares.
ATENÇÃO: Regras práticas nem sempre capturam a
complexidade da realidade experimental e devem ser usadas
com cuidado, daí a importância de testar as idéias NO
LABORATÓRIO.
SEMELHANTE 
DISSOLVE 
SEMELHANTE
 Substâncias apolares são: 
 bons solventes para substâncias apolares;
 solventes ruins para substâncias polares.
80
Importância Prática das Interações
Intermoleculares
cana-de-açúcar
melaço (açúcar) bagaço (celulose)
bagaço de cana
etanol açúcar
etanol de 
segunda geração
FERMENTAÇÃO
FERMENTAÇÃO
HIDRÓLISE 
ENZIMÁTICA
Importância Prática das Interações
Intermoleculares
 Têm papel importante em processos químicos e bioquímicos (ex.:
produção industrial de etanol).
Importância Prática das Interações
Intermoleculares
 O conhecimento adquirido permite o desenvolvimento de novos
materiais com propriedades desejadas (ex. adesivos).
9 gotas de adesivo
5 toneladas
82
http://robotics.eecs.berkeley.edu/~ronf/Gecko/index.html
diâmetro 
de 100 
nm
9 gotas de adesivo
83
A seguir, serão fornecidos alguns
exemplos de como a geometria molecular e 
as interações intermoleculares influenciam
as propriedades dos materiais e 
substâncias em geral!
Formas Alotrópicas do Carbono
diamante
grafite
84
cadeia apolar ou HIDROFÓBICA
capaz de interagir com óleo
extremidade polar 
ou HIDROFíLICA
capaz de interagir com água
molécula como um todo é ANFIFÍLICA
contra-íon
Também chamados de "surfactantes" ou "tensoativos". Exemplo:
estearato de sódio
Sabões e Detergentes
85
Concetração de Micelar Crítica (CMC)
abaixo da CMC
moléculas de surfactante dissolvidasacúmulo de surfactante na superfície
superfície 
completamente 
ocupada
formação 
de micelas
exterior
polar 
interior
apolar
acima da CMC
86
Mecanismo de Ação de Sabões e Detergentes
1) ADESÃO DO SURFACTANTE:
gota de óleo
fibras de tecido
surfactante
2) DESLIGAMENTO E EMULSÃO:
repulsão
87
Influência de Surfactantes na Tensão Superficial
 Moléculas de surfactante alojam-se na superfície da água,
enfraquecendo as ligações de hidrogênio entre as moléculas de
água;
 Isto causa redução da tensão superficial do líquido, ou seja, a
“molhabilidade” da água aumenta (p. ex. capacidade de se infiltrar
entre as fibras de um tecido).
88
Coletes à Prova de Balas
89
Kevlar®
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/b/b7/Kevlar_chemical_structure_H-bonds.png
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/b/b7/Kevlar_chemical_structure_H-bonds.png
Polímeros Superabsorventes
poliacrilato de sódio e Polpa de 
celulose (polímero natural e 
hidrofílico)
(fraldas descartáveis)
polipropileno
(copos plásticos e fraldas descartáveis)
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Vidros
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http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/4/4b/Silica.svg
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/4/4b/Silica.svg
Silanização do Vidro e Superfícies Hidrofóbicas
http://www.fis.unipr.it/lmn/LB_Contents/17.htm
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