INTERAÇÕES INTERMOLECULARES

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Maria Viveiros Farinha
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1 INTERAÇÕES INTERMOLECULARES Serão abordados: as forças íon-dipolo, dipolo-dipolo, dispersão de London e ligação de hidrogênio e a relação entre propriedade física e interação intermolecular. As partículas que compõe a substância podem ser átomos individuais (Ar), moléculas (H 0) ou íons (NaCl). O estado de uma substância depende em grande parte do balanço entre as energias cinéticas das partículas e das energias de atração entre as partículas. As energias cinéticas, que dependem da temperatura, tendem a manter as partículas separadas e em movimento. As atrações entre as partículas tendem a deixá-las juntas. As substâncias gasosas à temperatura ambiente têm atrações mais fracas que as líquidas; as substâncias líquidas têm atrações mais fracas que as sólidas. FORÇAS INTERMOLECULARES A intensidade das forças intermoleculares em diferentes substâncias varia em uma grande faixa, mas elas são mais fracas que as ligações iônicas e covalentes. Dessa forma, é necessário menos energia para vaporizar um líquido ou fundir um sólido do que para quebrar ligações covalentes em moléculas. Forças íon-dipolo: São especialmente importantes em soluções de substância iônicas em líquidos polares, como uma solução de NaCl em água. Uma força íon-dipolo existe entre um íon e a carga parcial em certo lado de uma molécula polar. Forças dipolo-dipolo: Moléculas polares neutras se atraem quando o lado positivo de uma molécula está próximo do lado negativo de outra. Essas forças dipolo-dipolo são efetivas tão sòmente quando moléculas polares estão muito próximas, sendo elas geralmente mais fracas que as forças íon-dipolo. Para moléculas de massas e tamanhos aproximadamente iguais, a força das atrações intermoleculares aumenta com o aumento da polaridade. Página 1

2 Para moléculas de polaridade comparável, consequentemente, as com menores volumes moleculares, geralmente sofrem maiores forças atrativas dipolo-dipolo. Forças de dispersão de London: Força entre átomos e moléculas polares. London identificou que o movimento de elétrons em um átomo ou molécula pode criar um momento de dipolo instantâneo. POLARIZABILIDADE: facilidade com que a distribuição de cargas em uma molécula pode ser distorcida por um campo elétrico. Quanto maior a polaridade da molécula, mais facilmente sua nuvem eletrônica será distorcida para dar um dipolo momentâneo. Dessa forma, moléculas mais polarizáveis têm forças de dispersão de London mais fortes. As forças de dispersão tendem a aumentar em intensidade com o aumento da massa molecular. Assim, os pontos de ebulição dos halogêneos e dos gases aumentam com o aumento da massa molecular. As formas espaciais das moléculas também influenciam nas magnitudes das forças de dispersão de London. A atração total entre as moléculas é maior no n- pentano porque as moléculas podem entrar em contato em toda sua extensão, que é um tanto cilíndrico. Ligação de Hidrogênio: Um tipo de ligação especial de atração intermolecular entre o átomo de hidrogênio e uma ligação polar (particularmente H F, H-O,N-H) e um par de és não compartilhado em um íon ou átomo pequeno e eletronegativo que esteja próximo (geralmente F,O,N). Observação: quando comparadas as forças relativas das atrações intermoleculares, as seguintes generalizações devem ser consideradas: 1. Quando as moléculas têm massas moleculares e forças comparáveis, as forças de dispersão são aproximadamente iguais. Nesse caso, as diferenças em magnitudes das forças atrativas devem-se às diferenças nas forças de atração dipolo-dipolo, como a maioria dos casos as moléculas polares tendo as atrações mais fortes. 2. Quando as moléculas diferem muito em suas massas moleculares, as forças de dispersão tendem a ser decisivas. Nesse caso, as diferenças nas magnitudes das forças atrativas podem geralmente ser associadas com as diferenças nas massas moleculares, com a molécula + massiva tendo atrações mais fortes. Comparando as forças intermoleculares. As forças de dispersão não encontradas em todas as substâncias. As ligações de hidrogênio tendem a ser o tipo mais forte de força intermolecular Página 2

3 Exemplo: Coloque as substâncias BaCl, H, CO, HF e Ne em ordem crescente de pontos de ebulição. As forças atrativas são mais fortes para as substâncias iônicas que para as moléculas; logo BaCl direi ter ponto de ebulição mais alto. As forças intermoleculares das substâncias restantes dependem da massa molecular, da polaridade e da ligação de hidrogênio. As massas moleculares são: H (2), CO (28), HF (20), Ne (20). O ponto de ebulição de H deve ser o mais baixo porque ele é apolar e tem menor massa molecular. Já as moléculas de CO, HF e Ne apresentam aproximadamente as mesmas massas. Entretanto, uma vez que HF pode formar ligação de hidrogênio, ele deve ter o ponto de ebulição mais alto dos três. O próximo deve ser CO, que é ligeiramente polar e tem massa molecular mais alta. Finalmente, Ne, que é apolar, deverá ter o mais baixo ponto de ebulição dos três. Logo, a ordem prevista dos pontos de ebulição é: H <Ne<CO<HF<BaCl ORBITAIS MOLECULARES A Molécula de Hidrogênio: Sempre que dois orbitais se sobrepõem, formam-se dois orbitais moleculares. Portanto, a superposição dos orbitais 1s dos dois átomos de hidrogênio para formar H produz dois nós. A densidade eletrônica nos orbitais moleculares ligantes e antiligante de H esta centrada ao redor do eixo internuclear uma linha imaginária que passa pelos dois núcleos. Página 3

4 Ordem de Ligação: Para que uma molécula exista, teoricamente, basta que a ordem de ligação seja positiva (O.L.>0). A ordem de ligação pode ser calculada pela seguinte expressão: Moléculas Diatômicas do Segundo Período: O.L.= nº de e ligantes nº de e antiligantes 2 Como as moléculas de O,F e Ne são mais pesadas as interações 2s 2p são pequenas, assim temos o seguinte esforço: Como as moléculas de B,C e N são mais leves as interações 2s 2p são grandes, assim temos o seguinte esforço: Página 4

5 Configurações Eletrônicas e propriedades Moleculares: As moléculas com um ou mais elétrons desemparelhados são atraídas para um campo magnético. Quanto mais elétrons devem ser emparelhados em uma espécie, mais forte, serão as forças de atração. Este tipo de comportamento magnético é chamado de PARAMAGNETISMO. As substâncias que não tem elétrons desemparelhados são fracamente repelidas por um campo magnético este propriedade é chamada de DIAMAGNETISMO. À proporção que a ordem de ligação aumenta a distância de ligação diminuem e as entalpias aumentam. Observação: as moléculas com as mesmas ordens de ligação não têm as mesmas distâncias de ligação e entalpia de ligação. Exemplos: Página 5

6 Observação: EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE Anhenius: Os ácidos são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração de íons H. De forma semelhante, as bases são substâncias que quando dissolvidas em água aumentam a concentração de OH. Ácidos e Bases de Bronsted Louny: O conceito deles é baseado no fato de que as reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ de uma substância para outra. Um ácido é uma substância (molécula ou íon) que pode doar um próton, para outra substância. Analogamente, uma base é uma substância que recebe um próton. Exemplo: Um ácido e uma base sempre atuam juntos na transferência de um próton, isto é, uma substância pode funcionar como um ácido apenas se outra substância comportar-se Página 6

7 simultaneamente como uma base. Para ser um ácido de Bransted-Louny, uma molécula íon deve ter um átomo de hidrogênio que ela possa perder como um íon H+. Para ser uma base de Bransted-Louny, uma molécula ou íon deve ter um par de elétrons não-ligante que possa ser usado para ligar o íon H. Uma substância anfótera (capaz de agir como ácido ou como base) age como base quando combinada com algo bem mais ácido que ela própria e como ácido quando combinada com algo bem mais básico que ela. Pares ácido-base conjugados: Forças Relativas de Ácidos e Base: Quanto mais forte o ácido, mais fraca sua base conjugada, quanto mais forte a base mais fraco é seu ácido conjugado. Ácidos fortes transferem completamente seus prótons para a água, não deixando, nenhuma molécula dissociada. Suas bases conjugadas têm tendência desprezível para abstrair prótons em solução aquosa. Ácidos fracos dissociam-se apenas parcialmente. As bases conjugadas de ácidos fracos são bases fracas. Substâncias com acidez desprezível (exemploch! ), contêm hidrogênio mas não demonstram qualquer comportamento ácido em água. Suas bases conjugadas são fortes, reagindo completamente abstraindo próton das moléculas de água para formar íon OH. Em qualquer reação ácido-base a posição de equilíbrio favorece a transferência do próton para a base mais forte. Auto Ionização da Água: K # =$H %$OH %=1,0 x 10 (! (a 25 ) Esta equação é aplicada para qualquer solução aquosa, e pode ser usada para calcular $H % (se $OH % for conhecida) ou $OH %(se $H % for conhecida). Solução Neutra: $H %=$OH % Solução Ácida: $H %>$OH % Solução Básica: $H %<$OH % Escala de ph: 45= 678$H % 495= 678$OH % =14 Solução Neutra: 45=7 Solução Ácida: 45>7 Solução Básica: 45<7 Página 7

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