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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).
