Conceito de Interações Intermoleculares
Por combinação de átomos dá-se a formação
de moléculas. Muitas substâncias moleculares são líquidas ou sólidas a
25ºC e à pressão de 1 atm. Por exemplo, as moléculas de água são
formadas por três átomos, sendo um de oxigénio que se liga a dois átomos
de hidrogénio.
Embora sejam moléculas pequenas, as forças
de interação que as unem são fortes o suficiente para que permaneçam no
estado líquido à temperatura de 25ºC e à pressão de 1 atm.
Estas forças que unem as moléculas são
denominadas forças intermoleculares. Estas forças estão diretamente
relacionadas com as propriedades macroscópicas das substâncias, tais
como o ponto de fusão, o ponto de ebulição, tensão superficial,
viscosidade, entre outras.
Estas forças manifestam-se mais
significativamente quando as moléculas estão agregadas, formando
líquidos ou sólidos e diminuem rapidamente à medida que as distâncias
intermoleculares aumentam.
Interações entre moléculas polares:
Interações dipolo-dipolo ou forças de van der Waals
Quando uma substância é constituída por
moléculas que possuam dipolo permanente, ou seja, moléculas polares, e
estas estão separadas por pequenas distâncias, ocorrem interações de
natureza eletrostática entre os dipolos positivo e negativo das
moléculas adjacentes. Estas interações tomam o nome de interação
dipolo-dipolo ou forças de van der Waals.
Por exemplo, a molécula de ácido
clorídrico (HCl) é uma molécula polar. Nesta molécula, a região com
maior densidade de carga negativa (-δ) está localizada no Cl, que é
atraído pela região com maior densidade de carga positiva (+δ) de outra
molécula de HCl localizada no hidrogénio.
Esta atração é denominada por interação
dipolo-dipolo e é tanto maior quanto maior for a polaridade da molécula.
As intensidades das interações
dipolo-dipolo podem ser analisadas comparando-se o ponto de fusão ou o
ponto de ebulição das substâncias.
Nos líquidos formados por moléculas
polares de massa e tamanho semelhantes, a força das interações e o ponto
de fusão aumentam com o aumento do momento de dipolo das moléculas.
Para moléculas com diferentes massas
molares, os pontos de fusão e de ebulição diminuem com o aumento da
massa molar.
Como curiosidade, Johannes Diederik van
der Waals, físico alemão, verificou que a equação dos gases ideais não
correspondia ao comportamento dos gases reais.
O erro era atribuído à teoria cinética dos
gases ideais, que não considerava a existência de forças atrativas e/ou
repulsivas entre as partículas do gás e considerava que o volume de cada
partícula era zero.
Waals tomou esses erros em consideração e
introduziu, em 1881, à equação PV=nRT mais dois parâmetros relacionados
com o tamanho e com as forças intermoleculares.
Este físico reescreveu uma nova equação
conhecida como equação de van der Waals para gases reais.
Por este grande feito, em 1910 recebeu o
prémio Nobel da Física.
Interações entre moléculas apolares:
interações dipolo induzido-dipolo induzido
Nas moléculas apolares, como os
hidrocarbonetos, as forças de interação intermoleculares atuam e são
capazes de liquefazer estas substâncias químicas.
A existência destas forças foi percebida
inicialmente pelo físico polonês Fritz London, que as relacionou com o
movimento eletrónico nos átomos e nas moléculas.
Este físico sugeriu que, num dado
instante, o centro de carga negativa dos eletrões e de carga positiva do
núcleo atómico poderiam não coincidir.
Isto poderia gerar dipolos instantâneos em
átomos e moléculas apolares, e iria induzir polarização em moléculas ou
átomos adjacentes, resultando em forças atrativas conhecidas como forças
de dispersão ou forças de London, presentes em todas as moléculas
apolares.
A facilidade de distorção da distribuição
de carga de uma espécie química pela ação de um campo elétrico externo é
a polarizabilidade.
Em geral, as moléculas e átomos volumosos
são mais fáceis de se distorcerem, uma vez que apresentam um grande
número de eletrões, muitos dos quais estão distantes dos núcleos, o que
favorece o movimento eletrónico que origina os dipolos instantâneos.
Assim, moléculas grandes são mais
polarizáveis, ou seja, têm mais facilidade em distorcerem-se e as
interações dipolo induzido-dipolo induzido que existem entre elas são
mais fortes.
O tamanho das moléculas está diretamente
relacionado com a massa molar, e as forças de London tendem a aumentar
com o aumento dessa massa.
Por exemplo, as moléculas de
hidrocarbonetos, que nas condições padrão podem estar no estado gasoso,
líquido ou sólido dependendo do número de átomos de carbono presentes na
cadeia. O metano (CH4) é gasoso, o octano (C8H18)
que é o principal componente da gasolina é líquido e o octadecano (C18H38)
é sólido.
Como as forças de dispersão provém do
movimento eletrónico, estas atuam entre todas as moléculas, polares e
apolares.
Em geral, estas forças contribuem mais
efetivamente para a atração intermolecular do que as interações
dipolo-dipolo.
Interação entre moléculas polares e
apolares: dipolo-dipolo induzido
As moléculas polares também reagem com
moléculas apolares.
A estas interações dá-se o nome de
dipolo-dipolo induzido.
Considerando um exemplo tem-se as
moléculas de oxigénio (O2) que são apolares. No entanto,
estas moléculas na presença de água, que é polar, são polarizadas pela
ação dos dipolos permanentes da água, gerando assim dipolos instantâneos
nas moléculas de oxigénio. Esta molécula polarizada interage com o
dipolo da água, permitindo assim que as moléculas de oxigénio se
dissolvam na água.
Ligação de Hidrogénio
Existem moléculas que possuem interações
dipolo-dipolo muito intensas, capazes de alterar as propriedades físicas
das mesmas. Como exemplo prático tem-se o caso da água. Na molécula de
água, as interações intermoleculares são fortes o suficiente para elevar
o ponto de ebulição para 100⁰C.
Estas interações são consideradas um caso
particular das atrações dipolo-dipolo.
As ligações de hidrogénio não ocorrem
apenas na água, mas também entre moléculas polares que possuam átomos de
hidrogénio ligados a átomos de elevada eletronegatividade como o
oxigénio (O), Fluor (F) e Azoto (N).
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