Forças Intermoleculares 1 - teoria (Prof Brasil)

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Prof. José Carlos Brasil Junior - Química 
 
 
FORÇAS OU LIGAÇÕES INTERMOLECULARES 
 
Introdução 
Os compostos iônicos encontram-se, à temperatura ambiente, no estado sólido devido às forças de 
atração muito intensa entre os íons. Os compostos moleculares encontram-se, à temperatura ambiente, 
nos três estados físicos, o que demonstra que existe uma diferença na intensidade das interações entre 
suas moléculas. 
Obs.: Na prática as forças intermoleculares podem atuar em conjunto, e a interação entre as moléculas é 
calculada pela soma dos diversos tipos de forças intermoleculares atuantes. Por exemplo, na água a 
principal força de interação molecular são as pontes de hidrogênio, embora também haja interações do 
tipo dipolo permanente. Entre as moléculas com interações do tipo dipolo permanente existe também 
interações do tipo forças de Van der Waals. 
 
1. FORÇAS DE VAN DER WAALS OU FORÇAS DE LONDON OU DIPOLO INDUZIDO - DIPOLO 
INDUZIDO: 
Ocorre entre moléculas apolares ou entre átomos de gases nobres, quando por um motivo qualquer 
ocorre uma assimetria na nuvem eletrônica, gerando um dipolo que induz as demais moléculas ou 
átomos a também formarem dipolos. São de intensidade fraca. 
Quando as substâncias formadas por moléculas apolares estão no estado sólido ou líquido, suas 
moléculas encontram-se muito próximas e isto provoca o aparecimento de distorções em suas nuvens 
eletrônicas. Essa distorção provoca um dipolo instantâneo na molécula que provoca um dipolo induzido 
na molécula vizinha. 
Forças dipolo induzido - dipolo induzido serão 
mais acentuadas em moléculas com maior 
número de elétrons (maior tamanho da molécula). 
Quanto mais fortes forem as ligações 
intermoleculares, mais elevada será a 
temperatura de ebulição. São as forças 
intermoleculares mais fracas. 
Ex.: H2; N2; O2; I2; Br2; CO2; BF3; He; Ne; Ar. 
 
 
 
 molécula apolar molécula apolar 
 
 
 
dipolos induzidos 
 
 - + - + 
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2. FORÇAS DIPOLO - DIPOLO OU DIPOLO PERMANENTE - DIPOLO PERMANENTE OU 
INTERAÇÃO DIPOLAR: 
Ocorrem em moléculas polares, de modo que a extremidade negativa do dipolo de uma molécula se 
aproxime da extremidade positiva do dipolo de outra molécula. São mais fortes que as forças de London. 
Moléculas polares constituem dipolos permanentes. 
Quando as substâncias formadas estão no estado 
sólido ou líquido, orientam-se de tal forma que o 
pólo positivo de uma fica voltado para o pólo 
negativo da outra. Essas forças são do tipo dipolo 
permanente - dipolo permanente e serão mais 
acentuadas em moléculas com maior momento 
dipolar. 
 
Ex.: HCl; HBr; HI; H2S; PH3; CO; SO2 
 
 
 
Dipolo permanente - dipolo permanente 
 
3. LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO (ou PONTES DE HIDROGÊNIO) 
É uma interação dipolo - dipolo muito intensa, é um enlace químico em que o átomo de hidrogênio 
é atraído simultaneamente por átomos muito eletronegativos, atuando como uma ponte entre eles. As 
mais acentuadas são feitas com o flúor, o oxigênio e o nitrogênio. Devido às pequenas dimensões de H, 
F, O e N e devido também à grande diferença de eletronegatividade, nas ligações destes elementos com 
o hidrogênio, ocorrem pólos intensos em volumes muito pequenos. 
 
A ponte de hidrogênio é a força intermolecular 
mais forte e provoca alterações nas 
propriedades físicas das substâncias, as 
moléculas que interagem por pontes de 
hidrogênio apresentam um elevado ponto de 
fusão (pf) e ponto de ebulição (pe), o que 
explica os pontos de ebulição anormalmente 
altos de moléculas como H2O, NH3 e HF, em 
relação aos hidretos das respectivas famílias. 
Quanto maior o número de grupos OH ou NH, 
maior será a intensidade das ligações de 
hidrogênio e maior será o ponto de ebulição. 
 pe (K) 
 
 
  Aumento do peso molecular 
 
As moléculas podem apresentar mais de um tipo de força intermolecular, que então se interagem 
para aumentar a coesão entre as moléculas. Nos álcoois, por exemplo, o metanol (H3C - OH) tem PE = 
64,6 ºC e o etanol (H3C - CH2 - OH) tem PE = 78,4 ºC. A principal força intermolecular existente entre as 
moléculas dos álcoois é a ligação de hidrogênio, mas como a molécula de etanol é maior, as dispersões 
de London são mais intensas. 
 
- + - + 
 
 
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3.1 - A LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO PODE SER DE DOIS TIPOS: 
Intramolecular - Nesse caso a configuração 
espacial da molécula é favorável à formação 
da ligação entre um grupo doador e um 
receptor de prótons dentro da própria 
molécula. 
Intermolecular - Envolve o grupo doador de 
prótons de uma molécula e o grupo receptor 
de prótons de outra molécula. 
 
 
3.2 - LIGAÇÕES NA ÁGUA E NO GELO: 
No estado líquido as moléculas encontram-se dispostas tridimensionalmente, mas de uma forma 
mais ou menos desorganizada. No estado sólido as moléculas de água se agrupam de maneira a formar 
tetraedros (unidas por ligações de hidrogênio) e dispõem-se linearmente, em camadas. Por se 
rearranjarem em tetraedros, as moléculas de água no gelo ocupam um volume maior, o que causa uma 
diminuição da sua densidade (d = m / V). Isso explica o fato do gelo flutuar na água. 
 
3.3 - LIGAÇÕES POLICÊNTRICAS: 
O hidrogênio pode formar ligações especiais com 
elementos que possuem baixa densidade 
eletrônica, como o boro, com o qual pode formar 
o composto BH3. Este, porém, é instável à 
temperatura ambiente, e é substituído pelo 
composto de fórmula B2H6 (borano). 
Como cada ligação envolve três núcleos atômicos, 
esse tipo de ligação é dito tricentrada. 
 
 
 
OBSERVAÇÕES: 
Relação das forças de atração com os pontos de ebulição: 
As pontes de Hidrogênio são as interações mais fortes, logo apresentam maiores pontos de 
ebulição que os dipolos permanentes e induzidos. 
Ordem crescente de ponto de ebulição para moléculas de massa molecular semelhante: 
Dipolos induzidos < Dipolos permanentes < Pontes de H