INTERAÇÕES

INTERMOLECULARES

ELETRONEGATIVIDADE: é a habilidade de um átomo em atrair os elétrons de uma ligação química para si.

Eletronegatividade e Polaridade da Ligação Química

Em uma ligação covalente, os elétrons podem estar localizados mais próximos de um dos átomos. Esse compartilhamento desigual se deve a diferença de eletronegatividade entre os átomos e resulta na formação de ligações polares.

eletronegatividade = 0 ou 0 ligações covalentes apolares

eletronegatividade 0 ligações covalentes polares

+ -

MOMENTOS DE DIPOLO (): é a grandeza que representa a diferença de

densidade eletrônica (dipolo)

Q = grandeza das cargas

r = distância entre os átomos Qr

Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D).

No SI, a unidade para o momento de dipolo é C.m (Coulomb.metro).

1D = 3,336 x 10-30 C.m

FÓRMULA (D) (C.m)

FÓRMULA (D) (C.m)

H2 0 CH4 0

Cl2 0 CH3Cl 1,87

HF 1,91 CH2Cl2 1,55

HCl 1,08 CHCl3 1,02

HBr 0,80 CCl4 0

HI 0,42 NH3 1,47

BF3 0 NF3 0,24

CO2 0 H2O 1,85

Momentos de dipolo de algumas moléculas simples

Os dipolos de ligação no CO2 cancelam-se porque o CO2 é linear.

- + + -

Moléculas apolares com ligações polares

A ligação covalente C-O é polar, mas a molécula CO2 é apolar ( = 0)

A molécula H2O não é linear e os dipolos não se cancelam.

A molécula da água é polar ( 0), ou seja, apresenta um momento

de dipolo permanente.

A polaridade de uma molécula depende dos átomos constituintes e de sua geometria molecular.

N

FF

FN

HH

HO

H

H

C

Cl

HH

HC

H

HH

HC

Cl

ClCl

Cl

POLARIZABILIDADE : é a facilidade com que uma densidade eletrônica pode ser distorcida por um campo elétrico externo.

F- < Cl- < Br- < I-

- +

FORÇAS INTERMOLECULARES E PROPRIEDADES FÍSICAS

Quando uma substância funde ou entra em ebulição, as forças intermoleculares são

quebradas (NÃO AS LIGAÇÕES COVALENTES!!)

431 kJ/mol

16 kJ/mol

FORÇAS ÍON-DIPOLO

São decorrentes da interação eletrostática entre íons e moléculas que apresentam momento dipolar permanente (moléculas polares, 0).

Ex.: Dissolução do NaCl em H2O

Íons solvatados:

Íon Metálico Raio iônico (10-2 m)

Energia de hidratação (kJ/mol)

Li+ 59 - 515

Na+ 102 - 405

K+ 151 - 321

Rb+ 161 - 296

Cs+ 174 - 263

Mg2+ 72 - 1922

U e1.2

d2

FORÇAS ÍON-DIPOLO INDUZIDO

São decorrentes da interação eletrostática entre íons e moléculas apolares ( = 0).

Ex.: Dissolução do NaCl em Br2

-

+

-

+ -

-

-

-

-

-

+

+

+

+

+

+

O dipolo só existe na presença dos íonsU e1

2.2

d4

FORÇAS DE VAN DER WAALS

São as forças intermoleculares mais fracas.

A)Dipolo - dipolo

B)Dipolo - dipolo induzido

C) Dipolo instantâneo - dipolo induzido

A) Forças dipolo – dipolo (Debye):

Ocorre entre moléculas neutras que apresentam um momento de dipolo

permanente.

U 1.2 (estacionário) d3

U 1.2 (rotação) d6

Se duas moléculas têm aproximadamente a mesma massa e o

mesmo tamanho, as forças dipolo-dipolo aumentam com o

aumento da polaridade.

B) Forças dipolo – dipolo induzido:

Ocorre quando substâncias polares e apolares neutras são

misturadas.

Ex.: O2 dissolvido em água

CO2 dissolvido em água

U 12.2

d6

C) Forças dipolo instantâneo – dipolo induzido (Dispersão de London):

Este tipo de interações ocorre com todos os átomos e moléculas, mas só

pode ser observado em espécies que não apresentam momento dipolar

permanente.

Ex: He

U 1.2

d6

As forças de dispersão de London aumentam à medida que a massa molecular aumenta.

Gás

Gás

Líquido

Sólido

Quanto maior for a área de superfície disponível para contato, maiores são as forças de dispersão.

Área: linear > esféricoForças de London: linear > esférico

LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO

É um caso especial de forças dipolo-dipolo.

Quando uma ligação de hidrogênio ocorre, ela predomina sobre

os outros tipos de interação:

U B.H + ... dBH

A-H---B

• Uma das moléculas possui átomos de hidrogênio ligados a átomos bastante eletronegativos, como O, N e F - Chamado doador de ligação hidrogênio (A-H).

• A outra molécula possui também átomos eletronegativos, como O, N ou F, com pares de elétrons não-ligantes. Chamado aceptor de hidrogênio (B:).

O H está mais próximo de A

H3C

O

H3C

H O

H

• De modo geral, a temperatura de ebulição aumenta com o aumento da massa molecular, devido o aumento das forças de dispersão.

• Entretanto observa-se exceção com a água, devido às suas fortes forças intermoleculares que são do tipo ligação de hidrogênio.

Ligações de hidrogênio intramoleculares

proteína

Celulose, DNA, ...

As ligações de hidrogênio são responsáveis pela: Flutuação do gelo