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FORÇAS INTERMOLECULARES
As propriedades físicas de líquidos e sólidos
moleculares são relativas em grande parte às forças
intermoleculares (forças de van der Waals).
Existem quatro tipos de forças, eletrostáticas
por natureza, envolvendo atrações entre espécies
positivas e negativas:
Dipolo-dipolo
Dispersão de London (ou apenas força de
dispersão)
Ligação de hidrogênio
Íon-dipolo
Obs. Todas essas forças tendem a ser até 15%
menos fortes que as ligações covalentes e iônicas.
Figura 1. Comparação da ligação covalente (força
intramolecular) e atração intermolecular.
FORÇAS DIPOLO-DIPOLO
Moléculas polares neutras se atraem quando o
lado positivo de uma molécula está próximo do lado
negativo de outra. Essas forças são efetivas
quando moléculas polares estão muito próximas.
São mais fracas que as forças íon-dipolo.
Figura 3. interações eletrostáticas de duas
moléculas polares e de muitos dipolos no
estado condensado.
FORÇAS DE DISPERSÃO DE LONDON
Entre átomos e moléculas apolares, não pode
haver forças dipolo-dipolo. Entretanto, o
movimento de elétrons em um átomo ou molécula
pode criar um momento de dipolo instantâneo:
Figura 4. Duas representações esquemáticas dos dipolos instantâneos em
átomos de hélio adjacentes, mostrando a atração eletrostática entre
eles. Tal força é significativa somente quando as moléculas estão
próximas.
As forças de dispersão ocorrem em
todas as moléculas, não importa se elas são
polares ou apolares. As moléculas polares
sofrem interações dipolo-dipolo, mas
também sofrem forças de dispersão ao
mesmo tempo. Na realidade, estima-se que
as forças de dispersão são responsáveis
por mais de 80% da atração total entre as
moléculas; as atrações dipolo-dipolo
respondem pelo resto.
Quando as moléculas têm massas molares
iguais e formas comparáveis , as forças de
dispersão são aproximadamente iguais. Nesse
caso as diferenças em magnitudes das forças
atrativas devem-se às diferenças de atração
dipolo-dipolo, com a maioria das moléculas
polares tendo atrações mais fortes.
Quando as moléculas diferem muito em suas
massas molares , as forças de dispersão
tendem a ser decisivas. Nesse caso, as
diferenças em magnitudes das forças atrativas
podem geralmente ser associadas com as
diferenças nas massas molares, com a molécula
mais massiva tendo as ligações mais fortes.
Figura 6. Exemplos de ligação de hidrogênio. As linhas sólidas
representam ligações covalentes, as linhas vermelhas pontilhadas
representam ligações de hidrogênio.
Figura 7. Pontos de ebulição dos hidretos dos grupos 14 e 16 em função
da massa molar.
As ligações de hidrogênio são responsáveis
pela maneira como o DNA é capaz de transportar a
informação genética.
Figura 8. Ligação de hidrogênio entre os pares de
bases complementares. As ligações de hidrogênio
são responsáveis pela estrutura de fitas duplas
helicoidais do DNA.
Pratique
1) Em qual das seguintes substâncias é mais
provável que a ligação de hidrogênio tenha
papel importante na determinação das
propriedades físicas: CH
4
(metano), H
2
NNH
2
(hidrazina) fluoreto de metila (CH
3
F) ou
sulfeto de hidrogênio (H
2
S)?
Mistura de soluto iônico e solvente apolar
Se adicionarmos cloreto de sódio, em um
solvente apolar, como o tetracloreto de carbono
(CCl
4
), a dissolução não ocorre. O tetracloreto de
carbono é uma molécula apolar devido à sua
estrutura tridimensional. As polaridades das quatro
ligações de C-Cl são anuladas devido à sua estrutura
tetraédrica. As moléculas apolares se mantêm unidas
por interações intermoleculares bastante fracas. Ao
misturar NaCl e CCl
4
, a ligação iônica deste sólido é
forte o suficiente para não ser quebrada pela
interação de seus íons com as moléculas apolares do
líquido. Assim, a mistura dessas duas substâncias
não forma solução, mas sim uma mistura
heterogênea, com duas fases distintas: sólida e
líquida.
Dissolução de soluto polar em solvente polar
Borbulhando ácido clorídrico, HCl, gasoso
em água, a dissolução ocorre, com a
consequente formação de íons. Nesse caso, os
átomos constituintes desse ácido estão ligados
por ligação covalente polar, devido à diferença
de eletronegatividade entre eles. Na dissolução
do HCl em água, os dipolos da água e da
molécula de HCl se atraem, provocando a sua
ionização. O que acontece é que as moléculas
de água atraem o hidrogênio da molécula polar
do HCl com força suficiente para romper a
ligação covalente entre esses dois átomos,
porém a eletronegatividade do cloro é forte
suficiente para arrancar o elétron do hidrogênio,
formando os íons Cl
e H
3
O
em solução.
Quando ocorre a dissolução da sacarose na água, são
estabelecidas novas ligações de hidrogênio entre os
grupamentos hidroxila (OH) polares das moléculas de
sacarose e as moléculas de água, também polares. Essas
novas interações são fortes o suficiente para romper as
interações intermoleculares existentes antes da dissolução:
sacarose-sacarose e água-água. Em outras palavras, as
forças soluto-solvente são mais fortes que as forças soluto-
soluto e solvente-solvente. A interação entre a água e a
sacarose permite a dissolução da sacarose em água.
Na solução de sacarose, não ocorre a formação de íons
em solução, mas a formação de ligações de hidrogênio entre
as moléculas da sacarose e da água. Assim, as moléculas
de sacarose ficam dispersas nas moléculas de água. Por
não formar íons em solução, esta substância é chamada de
não-eletrólito e a sua solução não é boa condutora de
eletricidade.
Ligações de hidrogênio são responsáveis pela total
miscibilidade do etanol (CH
3
CH
2
OH) em água. Ao misturar
essas duas substâncias, são estabelecidas ligações de
hidrogênio entre as moléculas de água e etanol, permitindo
a dissolução completa de um líquido no outro, conforme
ilustrado na figura abaixo:
Moléculas de etanol e água interagem livremente através de ligações de hidrogênio.
