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Força intermolecular

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As forças intermoleculares produzem-se quando os átomos podem formar unidades estáveis chamadas moléculas mediante o compartimento de elétrons. As forças intermoleculares, forças de atração entre moléculas às vezes também recebem o nome de enlaces intermoleculares ainda que são consideravelmente mais débis que os enlaces iónicos, covalentes e metálicos. As principais forças intermoleculares são:

Conteúdo

Enlace de hidrógeno

Artigo principal: Ponte de hidrógeno

O enlace de hidrógeno ocorre quando um átomo de hidrógeno é enlaçado a um átomo fortemente electronegativo como o nitrógeno, o oxigénio ou o flúor. O átomo de hidrógeno possui um ónus positivo parcial e pode interactuar com outros átomos electronegativos em outra molécula (novamente, com N, Ou ou F). Assim mesmo, se produz uma verdadeira sobreposição entre o H e o átomo com que se enlaça (N, Ou ou F) dado o pequeno tamanho destas espécies. Por outra parte, quanto maior seja a diferença de electronegatividad entre o H e o átomo interactuante, mais forte será o enlace. Fruto destes orçamentos obtemos uma ordem crescente de intensidade do enlace de hidrógeno: o formado com o F será de maior intensidade que o formado com o Ou, e este a sua vez será mais intenso que o formado com o N. Estes fenómenos resultam em uma interacção estabilizante que mantém ambas moléculas unidas. Um exemplo claro do enlace de hidrógeno é a água:

Os enlaces de hidrógeno encontram-se em toda a natureza. Proveen à água de suas propriedades particulares, as quais permitem o desenvolvimento da vida na Terra. Os enlaces de hidrógeno proveen também a força intermolecular que mantém unidas ambas fibras em uma molécula de DNA.

É um tipo especial de interacção dipolo-dipolo entre o átomo de hidrógeno que está a formar um enlace polar, tal como N—H, Ou—H, ou F—H, e um átomo electronegativo como Ou, N ou F. Esta interacção representa-se da forma seguinte:

A—H•••B A—H•••A

A e B representam Ou, N ou F; A—H é uma molécula ou parte de uma molécula e B é parte de outra. A linha de pontos representa o enlace de hidrógeno.

A energia média de um enlace de hidrógeno é bastante grande para ser uma interacção dipolo-dipolo (maior de 40 KJ/mol). Isto faz que o enlace de hidrógeno seja uma de grande importância à hora da adopção de determinadas estruturas e nas propriedades de muitos compostos.

As primeiras evidências da existência deste tipo de interacção vieram do estudo dos pontos de ebullición. Normalmente, os pontos de ebullición de compostos que contêm a elementos do mesmo grupo aumentam com o peso molecular. Mas, como se pode observar na figura, os compostos dos elementos dos Grupos 15, 16 e 17 não seguem esta norma. Para a cada um dos grupos, os compostos de menos peso molecular (NH3, H2Ou, HF) têm o ponto de ebullición mais alto, na contramão do que poder-se-ia esperar em princípio. Isso é como existe algum tipo de interacção entre as moléculas em estado líquido que se opõe ao passo ao estado de vapor. Essa interacção é o enlace de hidrógeno, e afecta aos primeiros membros da série pois são os mais electronegativos, e por isso o enlace X-H é o mais polarizado, o que induze a maior interacção por ponte de hidrógeno. As pontes de hidrógeno são especialmente fortes entre as moléculas de água e são a causa de muitas das singulares propriedades desta substância. Os compostos de hidrógeno de elementos vizinho ao oxigénio e dos membros de sua família na tabela periódica, são gases à temperatura ambiente: CH4, NH3, H2S, H2Te, PH3, HCl. Em mudança, o H2Ou é líquida à temperatura ambiente, o que indica um alto grau de atração intermolecular. Na figura pode-se ver que o ponto de ebullición da água é 200 °C mais alto do que caberia predizer se não tivesse pontes de hidrógeno. As pontes de hidrógeno jogam também um papel crucial na estrutura do DNA, a molécula que armazena a herança genética de todos os seres vivos[cita requerida].

Força de Vão der Waals

Artigo principal: Forças de Vão der Waals

Também conhecidas como forças de dispersión, de London ou forças dipolo-transitivas, se apresentam em todas as substâncias moleculares. Estas envolvem a atração entre dipolos temporariamente induzidos em moléculas não polares. Esta polarización pode ser induzida tanto por uma molécula polar ou pela repulsión de nuvens electrónicas com ónus negativos em moléculas não polares. Um exemplo do primeiro caso é o cloro dissolvido por que são puras pontas (-) (+)


[dipolo permanente] H-Ou-H----Cl-Cl [dipolo transitivo]


Um exemplo do segundo caso encontra-se na molécula de cloro:


                   (+) (-)  (+) (-)

[dipolo transitivo] Cl-Cl----Cl-Cl [dipolo transitivo]

Atrações dipolo-dipolo

Artigo principal: Interacção dipolo-dipolo

Uma atração dipolo-dipolo é uma interacção não covalente entre duas moléculas polares ou dois grupos polares da mesma molécula se esta é grande. Na secção anterior explicamos como se formam moléculas que contêm dipolos permanentes quando se enlaçam simetricamente com átomos com electronegatividad diferente. As moléculas que são dipolos se atraem entre si quando a região positiva de uma está cerca da região negativa da outra.

Em um líquido as moléculas estão muito próximas entre si e se atraem por suas forças intermoleculares. As moléculas devem ter suficiente energia para vencer essas forças de atração, e fazer que o líquido possa entrar em ebullición . Se requer-se mais energia para vencer as atrações das moléculas do líquido A que aquelas entre as moléculas do líquido B, o ponto de ebullición da é mais alto que o de B. Reciprocamente, menores atrações intermoleculares dão pé a pontos de ebullición mais baixos.

As atrações dipolo-dipolo, também conhecidas como Keeson, por Willem Hendrik Keesom, quem produziu sua primeira descrição matemática em 1921 , são as forças que ocorrem entre duas moléculas com dipolos permanentes. Estas funcionam de forma similar às interacções iónicas, mas são mais débis como possuem somente ónus parciais. Um exemplo disto pode ser visto no ácido clorhídrico:

(+)(-)  (+)(-)
 H-Cl----H-Cl
(-)(+)  (-)(+)
 Cl-H----Cl-HO

Interacções iónicas

São interacções que ocorrem a nível de catión -anión, entre diferentes moléculas carregadas, e que pelo mesmo tenderão a formar uma união electrostática entre os extremos de ónus opostas devido à atração entre elas.

Um exemplo claro disto, é por exemplo o que ocorre entre os extremos Carboxilo  (-COO ^-) e Amino  (-NH_3^+) de um aminoácido, péptido, polipéptido ou proteína com outro.

Forças de London ou de dispersión

As forças de London apresentam-se em todas as substâncias moleculares. São o resultado da atração entre os extremos positivo e negativo de dipolos induzidos em moléculas adjacentes.

Quando os elétrons de uma molécula adquirem momentaneamente uma distribuição não uniforme, provocam que em uma molécula vizinha se forme momentaneamente um dipolo induzido. Na figura 4 ilustra-se como uma molécula com uma falta de uniformidad momentánea na distribuição de seu ónus eléctrico pode induzir um dipolo em uma molécula vizinha por um processo chamado polarización.

Inclusive os átomos dos gases nobres, as moléculas de gases diatómicos como o oxigénio, o nitrógeno e o cloro (que devem ser não polares) e as moléculas de hidrocarburos não polares como o CH4, C2H6 têm tais dipolos instantâneos.

A intensidade das forças de London depende da facilidade com que se polarizan os elétrons de uma molécula, e isso depende do número de elétrons na molécula e da força com que os sujeita a atração nuclear. Em general, quantos mais elétrons tenha em uma molécula mais facilmente poderá polarizarse. Assim, as moléculas maiores com muitos elétrons são relativamente polarizables. Em contraste, as moléculas mais pequenas são menos polarizables porque têm menos elétrons. As forças de London variam entre aproximadamente 0.05 e 40 kJ/mol.

Figura 4. Origem das forças de London.

Quando examinamos os pontos de ebullición de vários grupos de moléculas não polares cedo se faz evidente o efeito do número de elétrons (Tabela 2). Este efeito também se correlaciona com a massa molar: quanto mais pesado é um átomo ou molécula mais elétrons tem: Resulta interessante que a forma molecular também pode desempenhar um papel na formação das forças de London.

Dois dos isómeros do pentano –o pentano de corrente linear e o 2,2-dimetilpropano (ambos com a fórmula molecular C5H12)- diferem em seu ponto de ebullición em 27 °C. A forma linear da molécula de n-pentano, por sua linealidad, permite um contacto estreito com as moléculas adjacentes, enquanto a molécula de 2,2-dimetilpropano, mais esférica não permite esse contacto.

Tabela 2. Efeito do número de elétrons sobre o ponto de ebullición de substâncias não polares

Gases nobres Halógenos Hidrocarburos

 NºElec P.A P.E.°C   NºElec P.M P.E.°C   NºElec P.M P.E.°C 

Tenho 2 4 -269 F2 18 38 -188 CH4 10 16 -161 Ne 10 20 -246 Cl2 34 71 -34 C2H6 18 30 -88 Ar 18 40 -186 Br2 70 160 59 C3H8 26 44 -42 Kr 36 84 -152 I2 106 254 184 C4H10 34 58 0

Forças ion-dipolo

Artigo principal: Interacção ion-dipolo

Estas são interacções que ocorrem entre espécies com ónus. O ónus similares se repelen, enquanto as opostas atraem-se.

É a força que existe entre um ion e uma molécula polar neutra que possui um momento dipolar permanente. as moléculas polares são dipolos: têm um extremo positivo e um extremo negativo. Os iones positivos são atraídos ao extremo negativo de um dipolo, enquanto os iones negativos são atraídos ao extremo positivo.estas têm enlaces entre si

A magnitude da energia da interacção depende do ónus sobre o ion (Q), o momento dipolar do dipolo (µ), e da distância do centro do ion no ponto médio do dipolo (d).

As forças ion-dipolo são importantes nas soluções das substâncias iónicas em líquidos.


Veja-se também

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