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Química

Forças Intermoleculares

Sara Nahra
Publicado por Sara Nahra
Última atualização: 11/10/2018

Introdução

Você sabe o que faz com que um material seja sólido, líquido ou gasoso nas condições ambiente?

As fases da matéria são resultado das forças ou interações intermoleculares, também conhecidas como forças de Van der Waals. São elas que irão determinar também as propriedades dos materiais.

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Formação de Fases Condensadas

As forças intermoleculares são diferentes das forças primárias (responsáveis pelas formação das ligações entre os átomos).

Forças intermoleculares são forças de atração que ocorrem entre duas ou mais moléculas das substâncias mantendo-as unidas formando um material no estado líquido ou sólido.

As interações intermoleculares são mais fracas que as intramoleculares (interações que ocorrem dentro das moléculas) ou interatômicas (interações que ocorrem entre os átomos). As ligações entre os átomos são consequência das forças intramoleculares, como mostra a Figura 1.

Figura1, força intramolecular versus força intermolecular.Figura1: força intramolecular versus força intermolecular.

As forças intermoleculares são responsáveis pelas diferentes fases da matéria, que são o sólido, o líquido e o gasoso (ou vapor). As fases condensadas incluem apenas os estados sólido e líquido. A temperatura na qual ocorre transformação de fase do estado gasoso para o estado líquido ou sólido depende da pressão e da intensidade das forças atrativas entre as moléculas.

Quando uma substância passa do estado sólido para o líquido e depois para o gasoso,as moléculas que compõem essa substância começam a se desorganizar e a se afastar, até que apenas suas ligações intermoleculares sejam rompidas, como mostra a Figura 2.

Para que isso aconteça, é necessário fornecer uma quantidade de energia (geralmente calor) proporcional à intensidade das ligações intermoleculares. É por isso que o éter, por exemplo, evapora em maior quantidade que a água, como mostra a Figura 3.

Figura 2. Disposição das moléculas em substâncias nas diferentes fases da matéria. Os sólidos possuem maior força intermolecular, e os gases não possuem força intermolecular.Figura 2. Disposição das moléculas em substâncias nas diferentes fases da matéria. Os sólidos possuem maior força intermolecular, e os gases não possuem força intermolecular.

Figura 3. O esquema mostra a evaporação da água e do éter. Como, em um mesmo intervalo de tempo, evaporou mais éter que água, as ligações intermoleculares do éter são mais fracas do que as da água.Figura 3. O esquema mostra a evaporação da água e do éter. Como, em um mesmo intervalo de tempo, evaporou mais éter que água, as ligações intermoleculares do éter são mais fracas do que as da água.

Resumindo, quanto mais fracas forem as ligações intermoleculares, mais volátil será a substância, ou seja, menor será a sua temperatura de fusão e ebulição.

As forças intermoleculares mais importantes são as forças íon-dipolo, dipolo-dipolo, forças de London e as pontes de hidrogênio. A Tabela 1 resume essas interações e compara suas energias com a energia da ligação iônica (íon-íon).

Tabela 1. Energia das forças interiônicas e intermoleculares.

Tipo de interaçãoEnergia (kJ/mol)Espécies que interagem
Íon-íon250Íons
Íon-dipolo15Íons e moléculas polares
Dipolo-dipolo0,3 – 2Moléculas polares
Ligações de hidrogênio20Moléculas que contêm N, O, F
London2Todas as moléculas

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Forças Íon-Dipolo

Trata-se da interação entre um íon em água e as cargas parciais da molécula polar de água (dipolo).

Nesta interação, o íon se encontra rodeado pelas moléculas de água. A carga parcial negativa do átomo O da água é atraída pelo cátion e as cargas parciais positivas dos átomos H são repelidas.

Assim, as moléculas de água se aglomeram ao redor do cátion, com os átomos de oxigênio apontados para o interior e os átomos de hidrogênio apontando para o exterior, como mostra a Figura 4 (a).

O contrário acontece para o caso de ânions rodeados pelas moléculas de água. Os átomos de oxigênio da água se voltam para o exterior, pois são repelidos pelo ânion, enquanto que os átomos de hidrogênio se voltam para o interior, como mostra a Figura 4 (b).

Figura 4. Interações íon-dipolo para o caso de (a) cátion e (b) ânion rodeados pelas moléculas de água.Figura 4. Interações íon-dipolo para o caso de (a) cátion e (b) ânion rodeados pelas moléculas de água.

Forças Dipolo-Dipolo ou Dipolo Permanente

São forças de atração que mantém moléculas polares unidas. Ocorrem quando o lado parcialmente negativo de uma molécula interage com o lado parcialmente positivo de outra molécula. Como exemplos, temos as moléculas de HCl, HBr, SO2, NH3 etc.

Figura 5. Interações dipolo-dipolo na molécula de HCl.Figura 5. Interações dipolo-dipolo na molécula de HCl.

Ligações ou Pontes de Hidrogênio

Trata-se de uma atração intermolecular na qual um átomo de hidrogênio de uma molécula é atraído por um átomo muito eletronegativos de outra molécula, como o flúor, o oxigênio e o nitrogênio.

Como exemplo, temos as moléculas de HF, H2O e NH3. A Figura 6 mostra as formações das pontes de hidrogênio nas moléculas de HF.

Figura 6. Pontes de hidrogênio para moléculas de HF.Figura 6. Pontes de hidrogênio para moléculas de HF.

Forças de London ou de Van der Waals ou Forças Dipolo Instantâneo + Dipolo Induzido

As forças de dispersão de London ocorrem em qualquer tipo de molécula e átomo. É o único tipo de interação intermolecular que acontece em moléculas polares. São formadas quando uma molécula com dipolo temporário ou instantâneo torna outra temporariamente polar.

Mas afinal, o que é um dipolo instantâneo? Imagine a distribuição dos elétrons na eletrosfera de uma molécula apolar. Estes elétrons estarão distribuídos uniformemente em toda a eletrosfera na maior parte do tempo.

Porém, em algum momento, pode ocorrer um acúmulo de elétrons em um lado só da molécula, o que acaba provocando um dipolo instantâneo. Este dipolo temporário irá induzir a formação de dipolos nas moléculas vizinhas, por meio da repulsão entre os elétrons. Veja na Figura 7 como isso ocorre. Essa alteração que ocorre na nuvem eletrônica é conhecida como Dispersões de London.

Figura 7. Formação das forças de London.Figura 7. Formação das forças de London.

Alguns exemplos de moléculas que apresentam forças de London são H2, O2, F2, Cl2, CO2, CH4, C2H6.


Exercícios

Exercício 1
(ENEM/2013)

As fraldas descartáveis que contêm o polímero poliacrilato de sódio (1) são mais eficientes na retenção de água que as fraldas de pano convencionais, constituídas de fibras de celulose (2).

A maior eficiência dessas fraldas descartáveis, em relação às de pano, deve-se às:

Ilustração: Rapaz corpulento de camiseta, short e tênis acenando

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