FORÇAS INTERMOLECULARES-convertido

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTE 
CENTRO DE CIÊNCIAS DA SAÚDE 
DEPARTAMENTO DE FARMÁCIA 
PRINCÍPIOS DE FÍSICO-QUÍMICA PARA AS CIÊNCIAS FARMACÊUTICAS – 
FAR0031 
 
 
 
 
 
 
Coordenador: Prof. Dr. MARCO V. M. NAVARRO 
Monitora responsável: GRAZIELA CORREA 
 
 
 
 
 
 
INTERAÇÕES INTERMOLECULARES 
 
 
~ 1 ~ 
 
I- INTRODUÇÃO: RELEMBRANDO CONCEITOS DE 
QUÍMICA GERAL 
 
1) ÁTOMO 
 
 É a unidade básica da matéria, e é formado por um núcleo e uma 
eletrosfera. No núcleo encontra-se virtualmente toda a massa do átomo e sua 
carga positiva. Na eletrosfera estão os elétrons que são os responsáveis pela 
carga negativa do átomo e pelas propriedades químicas, pois através delas os 
átomos se ligam para formar novas espécies. 
 
2) ORBITAL ELETRÔNICO E NUVEM ELETRÔNICA: 
 
A localização dos elétrons na eletrosfera é probabilística, ou seja, os 
elétrons terão maior probabilidade de ter um maior tempo de residência numa 
determinada região da eletrosfera. Os orbitais eletrônicos são as regiões há 
maior probabilidade de um elétron ser encontrado. As nuvens eletrônicas 
resultam das interposições e sobreposições dos orbitais eletrônicos. Tudo do 
ponto de vista químico (reações químicas, forças de interação molecular) 
acontecerá na nuvem eletrônica! 
Fenômenos nucleares são outra história. 
 
3) LIGAÇÕES QUÍMICAS: 
São ligações que ocorrem entre átomos para formação de uma 
molécula/espécie química. Dois átomos se combinam quimicamente através de 
uma ligação química de tal modo que a espécie química formada seja estável 
eletronicamente, ou seja, que cada átomo precisa tenha oito elétrons na sua 
camada de valência. 
Há três tipos de ligações químicas: Ligações metálicas, ligações iônicas e 
ligações covalentes. 
a) LIGAÇÃO METÁLICA: 
Ocorre entre metais (metais alcalinos, metais alcalino-terrosos, metais de 
transição) formando as chamadas ligas metálicas. 
 
 
~ 2 ~ 
 
Figura 1. Representação molecular do sódio metálico. 
 
 
 
As ligações nas ligas metálicas têm uma característica diferencial dos 
demais tipos de ligações que é a movimentação dos elétrons. Isso explica o fato de 
que os materiais metálicos em estado sólido serem ótimos condutores elétricos; 
além disso, os metais e ligas metálicas são ótimos condutores e térmicos, além 
de possuírem alto ponto de fusão e ebulição, ductilidade, maleabilidade e 
brilho. 
 
b) LIGAÇÃO IÔNICA: 
Ocorre entre metais e elementos muito eletronegativos. Numa ligação 
iônica os metais tendem a perder elétrons, transformando-se em cátions, os 
ametais tendem a ganhar elétrons, transformando-se em ânions. 
Os compostos iônicos são duros e quebradiços, possuem alto ponto de 
ebulição e conduzem corrente elétrica quando estão no estado líquido ou em 
solução aquosa. 
 
Figura 2. Ligação iônica entre o sódio (Na+) e o cloro (Cl-) na qual o 
Na+ doa um elétron para o Cl-. 
 
 
 
c) LIGAÇÃO METÁLICA: 
Numa ligação covalente ocorre apenas o compartilhamento de pares de 
elétrons, não há doação nem acepção de elétrons. É recorrente em elementos 
simples (Cl2, H2, O2) e em cadeias carbônicas. As ligações covalentes podem ser 
polares e apolares e o que determina se a ligação é polar ou apolar é a diferença 
de eletronegatividade entre os átomos envolvidos na ligação. 
~ 3 ~ 
 
 
Figura 3. Duas moléculas realizando ligação covalente. A primeira 
(Cl2) é um composto simples apolar, e a segunda (HCl), uma molécula 
polar. 
 
 
 
4) ELETRONEGATIVIDADE 
 
A eletronegatividade é uma propriedade periódica que representa a 
tendência de um átomo reter elétron em sua eletrosfera e depende do tamanho 
do átomo, do tamanho da sua nuvem eletrônica e, principalmente, do efeito do 
seu núcleo sobre os elétrons dos orbitais mais externos. Noutras palavras, 
quando o núcleo atrai muito esses elétrons, esse átomo apresenta uma forte 
tendência de “querer ficar” com esse elétron: uma eletronegatividade alta. 
A eletronegatividade é uma propriedade relativa e o seu referencial 
arbitrário (padrão) é o átomo de hidrogênio, cuja eletronegatividade é 2,2 eV 
(elétron-volt). A eletronegatividade dos demais átomos é aferida em 
comparação ao hidrogênio: átomos que apresentarem energia maior que a do 
hidrogênio são considerado mais eletronegativos; os que apresentam energia 
menor, são considerados eletropositivos. 
 
5) POLARIZABILIDADE 
 
É uma propriedade da matéria que determina a resposta dinâmica de um 
sistema ligado a campos elétricos externos e fornece informações sobre a 
estrutura interna de uma molécula ou espécie química. A polarizabilidade está 
associada à capacidade de distorção da nuvem eletrônica de uma espécie 
química por um campo elétrico externo, ou seja, a capacidade de formar dipolos 
instantâneos, permanentes ou não. 
Quanto maior o tamanho da nuvem eletrônica (raio atômico), ou seja, 
quanto maior o número de elétrons, mais polarizável será a espécie. Quanto 
mais polarizável for a espécie, mais facilmente são formados os dipolos 
induzidos, ou seja, o aumento na polarizabilidade aumenta o caráter polar da 
espécie. 
 
6) DIPOLO 
 
Quando átomos com diferença considerável de eletronegatividade estão 
covalentemente ligados, o átomo mais eletronegativo atrai a nuvem eletrônica 
provocando um acúmulo de elétrons em uma extremidade da molécula, 
~ 4 ~ 
 
denominado de polo; assim ocorre uma deformação permanente na nuvem 
eletrônica, fazendo com que a molécula apresente dipolo (um polo positivo e 
outro polo negativo). 
 
Uma molécula com mais de dois átomos apresenta momento dipolo 
elétrico, expresso por μ. Se este for nulo (μ=0), a molécula será apolar; se não for 
nulo (μ≠0), será polar. 
 
Figura 4. Momento de dipolo elétrico. Utiliza-se o modelo da Repulsão 
dos Pares de Elétrons da Camada de Valência para determinar a geometria 
e o valor qualitativo do momento de dipolo elétrico de uma molécula. 
 
 
 
 
O dipolo ocorrerá somente entre átomos (dois ou mais) unidos por 
ligação covalente, estes átomos devem apresentar uma diferença de 
eletronegatividade considerável, para que isto ocorra. 
Quando o dipolo é permanente, são ditas moléculas POLARES, por 
exemplo: a molécula de água é tri-atômica (H2O), os elétrons dos Hidrogênios 
poderiam estar “passeando” em qualquer ponto entre estes três átomos, todavia 
como o Oxigênio é mais eletronegativo que o Hidrogênio, logo o tempo de 
permanência destes elétrons será maior na nuvem eletrônica do oxigênio, 
gerando uma distorção de carga. A água não é uma molécula iônica, mas é uma 
molécula polar, isto quer dizer que esta apresenta claramente um polo positivo 
nas nuvens eletrônicas dos Hidrogênios e um polo negativo nas nuvens 
eletrônicas do Oxigênio, ou seja, ela apresenta dipolo permanente. 
 
7) POLARIDADE 
 
 É uma propriedade que se refere à molécula apresentar ou não um 
dipolo permanente. Quando uma molécula apresenta um dipolo permanente, 
como a água e o etanol, trata-se de molécula polar; quando a molécula não 
apresenta dipolo permanente, como os hidrocarbonetos, é uma molécula apolar. 
 A polaridade de uma molécula não depende apenas da diferença de 
eletronegatividade entre os átomos envolvidos, mas também do número de 
átomos ligados a este, bem como a geometria da molécula. As propriedades 
polares, particularmente a solubilidade/miscibilidade em água, não 
necessariamente refletem a presença de um grupo polar na molécula. 
~ 5 ~ 
 
 Os ácidos carboxílicos apresentam um grupo bastante polar R-COOH, 
sendo a carboxila o grupo polar e R = nCHx. Até quatro carbonos esses 
compostos são miscíveis em água; entretanto o ácido pentanóico (valérico) tem 
uma solubilidade de aproximadamente 5% m/V1 e são insolúveis a partir do 
ácido hexanóico (capróico), o primeiro dos ácidos graxos. 
 Fragmentos contendo apenas C e H são apolares devido à pequena 
diferença de eletronegatividade entre o carbono e o hidrogênio 
(respectivamente 2,6 e 2,2), portanto o aumento de fragmentos –CH- num 
composto carbônico diminuisua polaridade global. Os ácidos graxos (esse 
nome está associado às gorduras) são apolares porque a região apolar da 
molécula sobrepuja a região polar, dificultando a formação de interações de 
hidrogênio e interações dipolo-íon entre a água e o grupo –COOH ou –𝐶𝑂𝑂− e 
diminuindo a entropia no sistema. 
 
 
 
1 Forma de exprimir a concentração percentual na proporção de massa de soluto por volume de 
solvente. 
~ 6 ~ 
 
II- INTERAÇÕES INTERMOLECULARES 
As Interações Intermoleculares, também chamadas de Forças 
Intermoleculares, são diferentes forças de interação entre moléculas dentro de um 
sistema, provocada pela aproximação entre essas moléculas. Quando duas 
moléculas estão suficientemente próximas, a carga positiva do núcleo de uma 
atrai a carga negativa da eletrosfera da outra até uma distância mínima, quando 
começa o efeito repulsivo núcleo-núcleo. O tipo de interação gerada vai 
depender da natureza das espécies envolvidas. 
Figura 5. Gráfico representativo da força de atração em função da 
entre distância entre duas espécies monoatômicas. A força de atração 
aumenta na medida em que as duas partículas se aproximam até um 
valor máximo. Em seguida o efeito das forças repulsivas entre as 
camadas eletrônicas mais externas é sentido e essa repulsão aumenta 
exponencialmente quanto maior a aproximação entre as partículas. 
No valor F=0 as forças entram em equilíbrio e o valor R0 resultante 
corresponde ao raio da interação entre as duas espécies 
 
Esta interação faz surgir uma força entre as moléculas, sendo resultante 
das atrações eletrostáticas entre as mesmas que compõe uma 
substância/composto. As forças variam de intensidade, o que depende do tipo 
de molécula e do seu grau de polaridade e de polarizabilidade. 
São interações mais fracas que as ligações covalentes, porém importantes 
e fortes o suficiente para gerir certas propriedades das substâncias, tais como: 
estado físico de agregação, tensão superficial, viscosidade, solubilização, 
capilaridade etc., além de serem as responsáveis pelas interações entre fármaco 
e receptor ou entre fármaco e uma proteína de transporte. Essa interação e 
reconhecimento fármaco-receptor, normalmente ocorre através de uma 
combinação dessas forças intermoleculares e a somatória delas é responsável 
por gerar uma resposta fisiológica específica ao fármaco. 
~ 7 ~ 
 
Figura 6. Diferença energética entre força intermolecular e ligação 
química (força intramolecular). 
 
 
O físico holandês, Diderik Van der Waals, trabalhando na resolução do 
comportamento de gases, propôs a existência de forças de atração 
intermolecular responsáveis pelo comportamento da matéria nesses estados de 
agregação. Essas forças receberam o termo genérico de Forças de Van der Waals 
em sua homenagem; são elas: Dipolo-Dipolo; Ligações de Hidrogênio; Dipolo-
Dipolo induzido. Incluem-se também as Forças de Dispersão de London, em 
homenagem a Fritz London, e ainda as atrações eletrostáticas (interações íon-
íon), interações Dipolo-íon e um caso particular deinterações hidrofóbicas, o 
Empilhamento π. 
 
 
 
 
 
 
 
1- FORÇAS DE VAN DE WAALS 
 
a) FORÇAS DIPOLO PERMANENTE–DIPOLO PERMANENTE OU 
DIPOLO–DIPOLO: 
 
Quando dois átomos de eletronegatividades significativamente 
diferentes estão covalentemente ligados, o tempo de permanência dos elétrons 
compartilhados tende a ser maio no átomo mais eletronegativo. Como 
consequência ocorre uma deformação na nuvem eletrônica mais externa, 
representada como um momento de carga permanente, negativo sobre o átomo 
eletronegativo e positivo sobre o átomo eletropositivo, representado por 𝛿−𝑒 𝛿+, 
respectivamente (Figura 7). 
 
 
#ficaadica: essa última 
informação é de 
extrema valia e de suma 
importância para 
entendermos a Relação 
Estrutura x Atividade lá 
em QF (Química 
Farmacêutica). Dica da 
Tia Grazi. Se liguem! 
 
#ficaadica: os 
termos Interação de 
Hidrogênio, Ligação 
de Hidrogênio e 
Ponte de Hidrogênio, 
são equivalentes. 
 
~ 8 ~ 
 
Figura 7. Representação da distribuição irregular de seus elétrons na 
molécula de água (H2O), com maior densidade eletrônica residindo 
sobre o átomo de oxigênio. 
 
 
Quando próximas umas das outras, as moléculas se atraem mutuamente 
através das cargas parciais de sinais contrários localizadas em cada molécula, 
ou seja, elas interagem de forma que o polo negativo de uma liga-se ao polo 
positivo da outra (Figuras 7 e 8). 
Figura 8. Interação dipolo-dipolo no diclorometano evidenciando a 
atração entre polos com momentos de carga opostos, de acordo com a 
diferença de densidade nas nuvens eletrônicas mais altas (vermelho) e 
mais baixas (azul). 
 
 
b) DIPOLO INDUZIDO–DIPOLO INDUZIDO (FORÇAS DE 
LONDON): 
 
As forças dipolo induzido-dipolo induzido também são denominadas de 
forças de London ou forças de dispersão de London. Esse tipo de interação é a que 
ocorre entre moléculas apolares neutras, que apresentam momento dipolo 
elétrico nulo (μ=0), ou seja, não apresentam polos e seus elétrons estão 
distribuídos uniformemente em sua eletrosfera (Figura 10). 
 
Figura 10. Distribuição uniforme dos elétrons em uma molécula 
apolar. 
 
 
 
Embora essa espécie seja eletricamente neutra, o deslocamento contínuo 
de seus elétrons mais externos faz com que o surgimento contínuo de pequenos 
momentos de carga seja o evento mais provável. Nesse caso a molécula 
apresentará momentos de carga discretos com duração de frações infinitesimais 
de tempo. Quando duas moléculas com essas características estão próximas, a 
~ 9 ~ 
 
assimetria de carga de uma provocará uma perturbação eletrônica na molécula 
vizinha e esse dipolo transitório é suficiente para atração entre essas moléculas. 
 
Figura 11. A interação de moléculas apolares ocorre pela formação de 
dipolos induzidos. Quando uma molécula apolar se aproxima de 
outra molécula apolar (1), ocorrerá a formação de um dipolo 
instantâneo na primeira devido à repulsão eletrônica, causando a 
indução de um dipolo na segunda (2), resultando na força de 
interação entre as duas (3). 
 
As Dispersões de London são as mais fracas entre todas as interações 
intermoleculares. A magnitude da atração entre moléculas por dipolo induzido 
é diretamente proporcional a sua polarizabilidade e inversamente proporcional 
à distância entre os dois polos induzidos de cargas opostas. 
A polarizabilidade de um átomo depende do seu volume atômico. No 
grupo dos halogênios, o volume atômico cresce no sentido F < Cl < Br < I. Por 
ter o menor volume atômico os elétrons do Flúor são menos polarizáveis e o F2 
é gasoso em temperatura ambiente e seu ponto de ebulição -188°C. Por outro 
lado o I2 por ter um grande volume atômico, seus elétrons são mais 
polarizáveis, portanto as forças de London intermoleculares no I2 são muito 
mais fortes, que é sólido à temperatura ambiente e seu ponto de ebulição é 
184,6°C (Tabelas 2 e 3). 
 
Tabela 2. Ponto de ebulição de halogênios, onde P.E. é o ponto de 
ebulição e C. Lig. é o comprimento de ligação). 
 
 
 
 
~ 10 ~ 
 
Tabela 3. Variação nos pontos de fusão de compostos de halogênio 
em função do volume molecular. 
 
 
 
 
 
 
 
 
A geometria da molécula influencia diretamente a capacidade de 
interação entre as mesmas e, consequentemente, a força das interações de 
London, que é proporcional à área de contato entre as moléculas. 
As ramificações em alcanos prejudicam as interações de forças de 
London e acabam alterando as propriedades físicas de seus isômeros: 
- n-pentano é um líquido muito volátil (PE: 36°C, PF: -130°C) 
- isopentano é um líquido ainda mais volátil (PE: 28°C, PF: -160°C) 
- neopentano é um gás (PE: 10°C, PF: -18°C) 
O n-pentano apresenta geometria linear, o que permite uma melhor 
interação entre as moléculas devido a maior superfície de contato. e 
consequentemente, a formação do dipolo induzido mais intenso que nos. Já o 
neopentano apresenta uma geometria tetraédrica, o quedificulta as interações 
por ter uma menor superfície de contato disponível (Figuras 12 e 13). 
Figura 12. Fórmula estrutural e pontos de ebulição de três isômeros 
do pentano. 
 
 
NOTA: Cresce o tamanho → Cresce a massa molecular → Cresce a polarizabilidade 
→ Cresce a magnitude da Força de Dispersão de London 
NOTA 4: Lembre-se de que, quanto maiores forem as forças de interação entre as 
moléculas de uma substância, maior será a energia necessária para separá-las e, 
consequentemente, maior será a energia necessária para que ocorra mudança de 
estado físico (fusão, ebulição ou sublimação). 
 
~ 11 ~ 
 
Figura 13. Estrutura tridimensional do n-pentano e do neopentano. 
 
c) LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO 
 
As ligações de hidrogênio são um caso particular de interações do tipo dipolo-
dipolo, onde o átomo de hidrogênio de uma molécula é atraído por um átomo 
de N (nitrogênio), O (oxigênio) ou F (flúor). 
 
 
 
 
 
 
São interações intermoleculares de alta intensidade, cerca de cinco vezes 
mais intensas que uma interação dipolo-dipolo comum. Esse comportamento 
deve-se a dois fatores: 
 
1- A eletronegatividade e ao tamanho dos átomos envolvidos, que 
favorece a formação de cargas parciais altamente concentradas; 
 
2- Ao grande momento de dipolo elétrico formado nessas ligações. 
 
O exemplo mais representativo das ligações de hidrogênio é o da molécula de 
água (Figura 14). No estado líquido, uma molécula de água forma ligações de 
hidrogênio aleatórias com as moléculas vizinhas, condizentes com a entropia 
nesse estado de agregação. Contudo, no estado sólido, cada molécula de água 
forma quatro ligações de hidrogênio com as moléculas mais próximas, em uma 
estrutura tetraédrica, que possibilitará a formação de um retículo cristalino 
(Figura 15). 
 
 
#ficaadica: quais são 
os elementos mais 
eletronegativos da 
“tabelita”? Os 
“FON”, flúor, 
oxigênio e nitrogênio. 
~ 12 ~ 
 
Figura 14. Representação das ligações de hidrogênio entre moléculas 
de água. 
 
 
 
Figura 15. Representação tridimensional das ligações de hidrogênio 
presentes na molécula de água no estado líquido (a) e no estado sólido 
(b). 
 
 
 
 
 
 
As forças intermoleculares de Van der Waals podem ser ordenadas, 
quanto a sua intensidade, da seguinte maneira: 
 
Ligação de hidrogênio > Dipolo-Dipolo > Forças de London 
 
 
2) INTERAÇÕES ELETROSTÁTICAS: 
 
 As interações eletrostáticas acontecem quando há uma carga envolvida. 
As interações do tipo Dipolo-íon ocorrem entre um íon e uma molécula polar. 
Interações iônicas ocorrem entre íons de cargas opostas. 
 
a) INTERAÇÕES ÍON–DIPOLO: 
 
Interações íon-dipolo ocorrem entre um íon e uma espécie neutra 
polarizada. A carga parcial de um dos polos de uma molécula polar atrai ou é 
atraída à carga oposta do íon, ou seja, um cátion vai interagir com a carga 
parcial negativa de uma molécula e um ânion interagirá com a carga parcial 
positiva de uma molécula. 
~ 13 ~ 
 
As forças íon-dipolo dependem de três fatores: 
1- A distância entre o íon e o dipolo: Quanto menor a distância entre o íon e o 
dipolo, mais forte será a atração. 
2- A carga do íon: Quanto maior a carga do íon, mais forte será a atração. 
3- A magnitude do dipolo: Quanto maior a magnitude do dipolo, mais forte será 
a atração. 
Essas interações são o que permitem que os sais sejam capazes de se 
solubilizar. Por exemplo, o cloreto de sódio (NaCl) se dissocia em água, 
produzindo íons Cl– e Na+. Como eles têm carga, atraem os polos da molécula 
de água, com carga oposta as suas. Observe a figura abaixo onde em (a), a polo 
positivo da molécula de água – os hidrogênios, representados em branco – são 
atraídas pela carga negativa o íon cloro (Cl–). Em (b), o polo negativo da 
molécula de água – o oxigênio, em representado vermelho – é atraída pela carga 
positiva do cátion (Na+). Esse é o processo de solvatação dos íons. 
Figura 16. Representação das interações Íon-Dipolo numa solução de 
NaCl. A espécie se encontra dissociada como ânion cloro e cátion 
sódio solvatados pela água. 
 
 
 
. 
 
 
b) INTERAÇÕES ÍON–ÍON: 
 
As ligações iônicas ocorrem pela atração eletromagnética entre íons de 
cargas opostas. 
 
 
(a) (b) 
#ficaadica: essas informações 
são extremamente necessárias 
para compreender vários 
fenômenos, como os que 
envolvem a solubilização de 
fármacos, entre inúmeros outros 
~ 14 ~ 
 
Figura 17. Representação da interação iônica entre o ânion iodeto e o 
cátion sódio através de ligação iônica. 
 
 
 
 
 
 
~ 15 ~ 
 
III- APLICAÇÕES AOS FÁRMACOS EM SISTEMAS BIOLÓGICOS 
 
1) ESTRUTURA PROTEICA E O PRINCÍPIO DAS INTERAÇÕES 
FÁRMACO-RECEPTOR 
 
Uma proteína tem quatro tipos de estrutura: a primária corresponde à 
seqüência de aminoácidos (AA) numa proteína, resultante das ligações 
peptídicas (covalentes) entre esses aminoácidos; a secundária resulta 
usualmente das interações de hidrogênio que ocorrem entre diferentes resíduos 
de AA próximos à medida que a cadeia cresce, resultando em conformações 
como α-hélice e β-pregueada, por exemplo; a terciária resulta de interações 
entre aminoácidos mais distantes entre si em virtude dos 
dobramentos/empacotamentos na estrutura proteica e podem ser do tipo 
interações hidrofóbicas (forças de London e empilhamento π), interações de 
hidrogênio, interações iônicas e ligações covalentes dissulfeto; a estrutura 
quaternária resulta da oligomerizaçao de polipeptídeos, formando estruturas 
mais complexas (Figura 18). 
 
Figura 18. Organização esquemática de uma proteína, evidenciando a 
finalidade de cada uma de suas estruturas, primária, secundária, 
terciária e quaternária. 
 
 
Fonte: https://basicmedicalkey.com/drug-receptor-interactions-2/ 
 
Cada proteína apresenta diversos segmentos moleculares cujos resíduos 
de aminoácidos formam regiões hidrofílicas ou hidrofóbicas numa estrutura 
tridimensional. As regiões hidrofílicas são majoritárias e seus resíduos formam 
interações de hidrogênio, dipolo-dipolo, dipolo- íon e interações iônicas. As 
regiões hidrofóbicas resultam de substituintes apolares nos aminoácidos L-
https://basicmedicalkey.com/drug-receptor-interactions-2/
~ 16 ~ 
 
alanina (–CH3), L-valina (-C3H7), L-leucina (-C4H9), L-fenilalanina (ØCH2-)
2, L-prolina 
(-C4H8N), L-triptofano (-C9H8N), L-metionina (-C3H7S) e L-isoleucina (-C4H9). O 
ambiente químico de uma proteína é aquoso e o efeito repulsivo entre a água e 
os resíduos hidrofóbicos faz com que esses resíduos se agrupem em regiões 
entropicamente favoráveis. 
A estrutura tridimensional de uma proteína resulta, principalmente, de 
forças de interação que atuam intramolecularmente (estruturas secundária e 
terciária) e intermolecularmente (estrutura quaternária). 
 
 
Figura 19. Fatores que participam no enovelamento de uma proteína, 
incluindo as interações hidrofóbicas. 
 
 
 
2) DISSOCIAÇÃO DE AMINOÁCIDOS E INTERAÇÕES 
ELETROSTÁTICAS 
 
A magnitude das forças eletrostáticas depende da constante dielétrica do 
meio e da distância entre os polos com suas cargas. A água, por exemplo, 
apresenta elevada constante dielétrica, que reduz as forças de atração e 
repulsão entre dois grupos carregados solvatados, favorecendo a dissociação de 
espécies dissociáveis. 
Normalmente, a interação iônica é precedida pela dessolvatação dos 
íons, processo que envolve perdas entálpicas, mas é favorecido pelo ganho 
entrópico resultante da geração de uma “rede” de interações entre as moléculas 
de água livre. 
Alguns aminoácidos apresentam um terceiro grupo ionizável, além da 
carboxila e da amina que são características da sua estrutura. Este terceiro 
grupo ionizável encontra-se ionizado em pH fisiológico, tornando o aminoácido 
básico ou ácido. Por exemplo: o sangue possui pH em torno de 7,4, sendo que a 
arginina e a lisina se apresentam como aminoácidos básicos possuindo carga 
positiva (dissociação de uma amina primaria), já o glutamato e aspartato, como 
aminoácidos ácidos possuindo carganegativa (dissociação da carboxila). 
 
2 Ø representa um anel aromático. 
~ 17 ~ 
 
Fármacos que apresentem grupos ionizados (positiva ou negativamente) 
podem interagir com aminoácidos presentes em proteínas de sítios receptores, 
que apresentam este terceiro grupo ionizado. 
 
 
 
Figura 18. Interações iônicas e o reconhecimento fármaco-receptor. 
REC representa um hipotético fragmento num receptor contendo um 
resíduo de AA dissociado (aspartato, por exemplo); LIGANTE é um 
fármaco hipotético contendo uma amina primaria protonada. 
 
 
 
 
3) FORÇAS DE DISPERSÃO DE LONDON: 
 
Forças de dispersão de London são interações de fraca energia que 
resultam da aproximação entre moléculas apolares, resultado de uma flutuação 
local de densidade eletrônica. São de extrema importância para o processo de 
reconhecimento molecular do fármaco pelo sítio receptor (interação ligante3-
receptor) uma vez que normalmente ocorrem inúmeras interações deste tipo 
que, somadas, acarretam contribuições energéticas significativas (Figura 19). 
As forças de London estão envolvidas nas interações hidrofóbicas entre 
um fármaco e cadeias ou subunidades apolares num receptor. Estas cadeias ou 
subunidades hidrofóbicas encontram-se circundadas pela água, uma região de 
baixa entropia. Quando as superfícies hidrofóbicas se aproximam do receptor, 
ocorre o colapso da estrutura organizada pela água, ou seja, dá-se o 
rompimento da camada solvatação, permitindo assim a interação entre ligante e 
receptor através devido ao ganho entrópico associado à desorganização do 
sistema. 
 
 
 
3 O termo “ligante” pode se referir a um fármaco ou de qualquer outra molécula exógena ou 
mesmo endógena, que possuam afinidade e se liguem a um receptor. 
#ficaadica: gente isso é muito importante 
em bioquímica, enzimologia, QF etc. 
 
#ficaadica: isso aí de ligante-receptor é 
importante lá em farmacodinâmica, 
enzimologia e em bioquímica visto 
na formação do complexo enzima-
substrato etc. 
~ 18 ~ 
 
 
Figura 19. Interações hidrofóbicas pela polarização transiente de 
ligações carbono-hidrogênio (A) ou carbono-carbono (B). 
 
 
 
 Um caso particular de interações hidrofóbicas é o empilhamento π, que 
ocorre entre as nuvens π dos anéis aromáticos e grupamentos apolares, 
incluindo outro anel aromático (Figura 20). 
 
Figura 20. Representação de interações hidrofóbicas por 
empilhamento π. 
 
 
 
4) INTERAÇÃO FÁRMACO-RECEPTOR – DISCUSSÃO DE CASO 
 
A ação farmacológica da maioria dos fármacos se dá através da interação 
entre esse fármaco e um receptor farmacológico. Receptores farmacológicos são 
estruturas presentes em alguma região de uma proteína. 
Quando um fármaco interage com um receptor específico, raramente 
ocorre por um único tipo de interação intermolecular devido à complexidade 
da proteína. Tais receptores frequentemente apresentam regiões hidrofílicas e 
hidrofóbicas que são capazes de interagir com os diversos grupos funcionais de 
uma molécula ligante, através das forças moleculares discutidas neste capítulo. 
Para exemplificar essa complexidade temos o exemplo do imatnib, um 
fármaco inibidor enzimático específico que age no receptor BCR-Abl da enzima 
tyrosine-kinase no sítio de ligação ao ATP na enzima (Figura 21). Esse fármaco é 
usado em diversos tipos de cânceres, incluindo leucemia. 
 
~ 19 ~ 
 
Figura 21. Interação entre Imatnib e seu receptor específico: A) fita 
cinza: receptor da kinase; esferas azuis: análogo ao imatnib. B) 
diagrama das interações no receptor: linhas pontilhadas – interações 
de hidrogênio e dipolo-dipolo; halos vermelhos em fragmentos de AA 
– interações hidrofóbicas. C) fórmula estrutural do Imatnib. 
 
 
 
Fonte: https://basicmedicalkey.com/drug-receptor-interactions-2/ 
 
A maioria das interações é hidrofóbica. A interação no fragmento PHE-
382, por exemplo, é uma interação hidrofóbica por empilhamento π entre um 
anel aromático do ligante e o grupo fenil da fenilalanina. Por outro lado a 
hidroxila no fragmento THR-315 faz uma interação de hidrogênio com um 
fragmento NH no ligante. Em interações entre fármaco e receptor é importante 
observar que as interações iônicas têm uma força de alcance bem maior do que 
as hidrofóbicas e interações de de hidrogênio, portanto são muito importantes 
para iniciar a associação entre um fármaco e um receptor. 
. 
 
 
https://basicmedicalkey.com/drug-receptor-interactions-2/
~ 20 ~ 
 
IV- ESTADOS DE AGREGAÇÃO DA MATÉRIA E FORÇAS 
INTERMOLECULARES 
 
A matéria pode ser encontrada em três estados de agregação, sólido, 
líquido e gasoso, sendo o sólido e o líquido os estados condensados, onde as 
partículas estão muito próximas e interagindo fortemente. As forças 
intermoleculares exercem um papel importante na definição dos estados 
condensados, bem como nas mudanças de estado físico, inclusive na liquefação 
de gases. 
No estado gasoso, as interações são praticamente inexistentes, as 
moléculas estão muito distanciadas (Figura 22) e não há polos, porém podem 
ocorrer interações de dispersão de London entre as moléculas, quando estas se 
aproximam, desde que o sistema seja resfriado e o gás comprimido. 
 
Figura 22. Representação molecular dos estados físicos sendo estes 
determinados pelo tipo de interação entre as moléculas das 
substâncias. 
 
 
 
No estado líquido as moléculas estão muito próximas e, portanto, as 
interações intermoleculares são fortes e essa força depende da natureza da 
interação. No estado líquido, as interações hidrofóbicas (forças de London, 
interações π) estão presentes em líquidos apolares (n-hexano, benzeno), e as 
interações de hidrogênio e dipolo-dipolo são características de solventes 
polares. 
As interações dipolo-íon (inclusive interações hidrogênio), bem como 
interações dipolo induzido-dipolo estão presentes nos mecanismos de 
dissolução/solvatação. Um sal, como NaCl, predominantemente se encontra na 
forma de Naaq
+ e Claq
− e apenas num pequeno percentual NaClaq. Uma vez 
dissolvido, na fração dissociada o cátion Na+fica “encaixotado” por moléculas 
de água pela interação entre o dipolo negativo da água e a carga positiva do 
cátion; por outro lado o íon Cl−fica rodeado por moléculas de água devido a 
interações de hidrogênio entre o dipolo positivo da água e a carga negativa do 
ânion. 
Uma situação ilustrativa para interações dipolo induzido-dipolo em fase 
líquida é a dissolução do oxigênio gasoso em água, fundamental para a vida 
~ 21 ~ 
 
aquática. O dipolo negativo na molécula de água provoca uma repulsão dos 
elétrons no O2, causando uma polarização momentânea (dipolo induzido) e 
passa a interagir com a água (dipolo permanente) se solubilizando nela (Figura 
23). Visto que essas forças são fracas, a solubilidade desse gás em água é 
pequena, mas suficiente para manter o mundo tal como conhecemos. Até 
quando? Isso não sabemos. 
Figura 23. Representação da interação entre água e oxigênio por 
dispersão de London, onde (a) é a molécula apolar do O2, e (b) a 
formação do dipolo induzido na molécula apolar pelo polo negativo 
da molécula de água. 
 
 
 
 
 
 
 
No estado sólido as interações intermoleculares são geralmente muito 
fortes, pois as partículas estão muito próximas. No estado sólido a diferença de 
força entre os diversos tipos de forças de interação são bastante evidentes. 
Sólidos iônicos geralmente são cristalinos, têm ponto de fusão muito alto e sua 
pressão de vapor geralmente é baixa. Por outro lado, no I2 sólido as forças de 
London mantêm as moléculas coesas, mas a força dessas interações é bem 
menor mais, portanto além do ponto de fusão ser mais baixo, tem uma alta 
pressão de vapor, por isso sublima em temperatura e pressão normais (Figura 
24). 
Figura 24. Sublimação do iodo. 
 
 
(a) (b) 
#ficaadica: importante na bioquímica para entender que o 
oxigênio além de ser transportando pela hemoglobina, pode 
também apresentar-se solubilizado no sangue, apesar de ser 
numa fração mínima. 
 
~ 22 ~Outro exemplo de interações de dispersão de London em sólidos é o caso 
do “gelo seco” - dióxido de carbono (CO2), que também sublima facilmente, 
pois a energia necessária para romper suas interações é muito baixa, causando 
aquele efeito visual esfumaçado nos shows e festas (Figura 25). 
 
Figura 25. Sublimação do gás carbônico em estado sólido (gelo 
seco) 
 
 
 
 
~ 23 ~ 
 
V- RESUMO DA ÓPERA: 
 
Tabela 3. Fatores e espécies envolvidas nas interações interiônicas e 
intermoleculares. 
 
 
Figura 26. Representação esquemática das diferentes moléculas e suas 
respectivas interações intermoleculares. 
 
 
 
 
Tipo de interação Fatores responsáveis Espécies que interagem 
Íon-íon Carga dos íons Íons 
Íon-dipolo Carga do íon, magnitude do 
dipolo 
Íons e moléculas polares 
Dipolo-dipolo Dipolo permanente Moléculas polares 
London Polarizabilidade e geometria 
molecular 
Todas as moléculas 
Dipolo induzido-
dipolo 
Momento dipolar de uma 
molécula, polarizabilidade 
doutra molécula 
Moléculas polares e 
moléculas apolares 
Ligações de 
hidrogênio 
Momento dipolar, 
eletronegatividade 
Moléculas que contêm FON 
~ 24 ~ 
 
Figura 27. Intensidade das interações intermoleculares e interiônicas. 
 
 
 
 
 
Figura 28. Mapa mental sobre as interações intermoleculares. 
 
 
 
 
 
~ 25 ~ 
 
Figura 28. Esquema de relação entre forças intermoleculares e 
polaridade de substâncias. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Beijos de luz, 
 
BONS ESTUDOS!!! 
Têm vontade de desvendar o 
mistério por trás do mosquito que 
pousa e permanece sobre a água sem 
afundar suas patinhas? Esperem o 
próximo texto que a tia Grazi e 
equipe vão preparar, espero que 
satisfaça as curiosidades de todos... 
 
~ 26 ~ 
 
VI) REFERÊNCIAS 
 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química. 5 Ed. Porto Alegre: Artmed, 
2012. 
 
BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química Geral. 2 E. Rio de Janeiro: LTC. 
 
ALCANOS – O Mundo da Química. Disponível em: 
<https://www.omundodaquimica.com.br/academica/org1_alcanos>.Acessad
o em: 18/06/2020. 
 
ASPECTOS GERAIS DA AÇÃO DOS FÁRMACOS – Química 
Medicinal/UFPR. Disponível em: 
<http://www.quimica.ufpr.br/nunesgg/QIM_graduacao/Fundamentos%20d
e%20quimica%20medicianal.pdf>. Acessado em: 20/06/2020. 
 
DRUG-RECEPTOR INTERACTIONS. Disponível em 
https://basicmedicalkey.com/drug-receptor-interactions-2/. Acessado em 22/6/2020 
 
FUNDAMENTOS DE BIOQUÍMICA – Instituto de Física de São Carlos/USP. 
Disponível em: <http://biologia.ifsc.usp.br/bio4/aula/aula01.pdf> Acessado 
em: 17/06/2020. 
 
INTERAÇÕES INTERMOLECULARES. Disponível em: <https://irp-
cdn.multiscreensite.com/89a70595/files/uploaded/Liga%C3%A7%C3%B5es%
20intermoleculares_.pdf>. Acessado em: 19/06/2020. 
 
INTERAÇÕES INTERMOLECULARES – Química Fundamental. Disponível 
em: <https://www.ufjf.br/quimica/files/2015/06/aula-14-quimica-
fundamental-2019-3-Intera%c3%a7%c3%b5es-Intermoleculares.pdf>. Acessado 
em: 18/06/2020. 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS – Brasil Escola. Disponível em: 
<https://brasilescola.uol.com.br/quimica/ligacoes-
quimicas.htm#:~:text=Existem%20tr%C3%AAs%20tipos%20de%20liga%C3%A
7%C3%B5es,camada%20de%20val%C3%AAncia%20oito%20el%C3%A9trons>. 
Acessado em: 17/06/2020. 
 
O QUE SÃO FORÇAS INTERMOLECULARES? – Brasil Escola. Disponível em: 
<https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-sao-forcas-
intermoleculares.htm#:~:text=For%C3%A7as%20intermoleculares%20s%C3%A
3o%20as%20formas,holand%C3%AAs%20Diderik%20Van%20der%20Waals> 
Acessado em: 17/06/2020. 
 
QUÍMICA DO MACRO AO MICRO – Fundação CECIERJ. Disponível em: 
<https://extensao.cecierj.edu.br/material_didatico/qui704/aula04.pdf> 
Acessado em: 17/06/2020. 
https://basicmedicalkey.com/drug-receptor-interactions-2/
~ 27 ~ 
 
 
TIPOS DE INTERAÇÕES INTERMOLECULARES – Portal da Educação. 
Disponível em: 
<https://siteantigo.portaleducacao.com.br/conteudo/artigos/farmacia/tipos-
de-interacoes-
intermoleculares/39802#:~:text=As%20for%C3%A7as%20eletrost%C3%A1ticas
%20s%C3%A3o%20resultantes,da%20dist%C3%A2ncia%20entre%20as%20carg
as.>. Acessado em: 19/06/2020.