INTERAÇÕES INTERMOLECULARES

ELETRONEGATIVIDADE: é a habilidade de um átomo em atrair os elétrons de uma ligação química para si. A eletronegatividade aumenta: - da esquerda para a direita em um período; - de baixo para cima em um grupo.

Eletronegatividade e Polaridade da Ligação Química Em uma ligação covalente, os elétrons podem estar localizados mais próximos de um dos átomos. Esse compartilhamento desigual se deve a diferença de eletronegatividade entre os átomos e resulta na formação de ligações polares. eletronegatividade = 0 ou  0  ligações covalentes apolares eletronegatividade  0  ligações covalentes polares + -

MOMENTOS DE DIPOLO (): é a grandeza que representa a diferença de densidade eletrônica (dipolo) Q = grandeza das cargas r = distância entre os átomos Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D). No SI, a unidade para o momento de dipolo é C.m (Coulomb.metro). 1D = 3,336 x 10-30 C.m

Momentos de dipolo de algumas moléculas simples FÓRMULA  (D)  (C.m) H2 CH4 Cl2 CH3Cl 1,87 HF 1,91 CH2Cl2 1,55 HCl 1,08 CHCl3 1,02 HBr 0,80 CCl4 HI 0,42 NH3 1,47 BF3 NF3 0,24 CO2 H2O 1,85

Moléculas apolares com ligações polares Os dipolos de ligação no CO2 cancelam-se porque o CO2 é linear. - + + - A ligação covalente C-O é polar, mas a molécula CO2 é apolar ( = 0)

A molécula H2O não é linear e os dipolos não se cancelam. A molécula da água é polar (  0), ou seja, apresenta um momento de dipolo permanente.

A polaridade de uma molécula depende dos átomos constituintes e de sua geometria molecular.

POLARIZABILIDADE : é a facilidade com que uma densidade eletrônica pode ser distorcida por um campo elétrico externo. F- < Cl- < Br- < I- - +

FORÇAS INTERMOLECULARES E PROPRIEDADES FÍSICAS

431 kJ/mol 16 kJ/mol Quando uma substância funde ou entra em ebulição, as forças intermoleculares são quebradas (NÃO AS LIGAÇÕES COVALENTES!!)

FORÇAS ÍON-DIPOLO São decorrentes da interação eletrostática entre íons e moléculas que apresentam momento dipolar permanente (moléculas polares,   0). Ex.: Dissolução do NaCl em H2O Íons solvatados:

Energia de hidratação (kJ/mol) Íon Metálico Raio iônico (10-2 m) Energia de hidratação (kJ/mol) Li+ 59 515 Na+ 102 - 405 K+ 151 321 Rb+ 161 296 Cs+ 174 263 Mg2+ 72 - 1922 U  e1.2 d2

FORÇAS ÍON-DIPOLO INDUZIDO São decorrentes da interação eletrostática entre íons e moléculas apolares ( = 0). Ex.: Dissolução do NaCl em Br2 - + - + + - - + - + - + - + + - U  e12.2 d4 O dipolo só existe na presença dos íons

FORÇAS DE VAN DER WAALS São as forças intermoleculares mais fracas. Dipolo - dipolo Dipolo - dipolo induzido Dipolo instantâneo - dipolo induzido

Forças dipolo – dipolo (Debye): Ocorre entre moléculas neutras que apresentam um momento de dipolo permanente. U  1.2 (estacionário) d3 U  1.2 (rotação) d6

Se duas moléculas têm aproximadamente a mesma massa e o mesmo tamanho, as forças dipolo-dipolo aumentam com o aumento da polaridade.

B) Forças dipolo – dipolo induzido: Ocorre quando substâncias polares e apolares neutras são misturadas. Ex.: O2 dissolvido em água CO2 dissolvido em água U  12.2 d6

C) Forças dipolo instantâneo – dipolo induzido (Dispersão de London): Este tipo de interações ocorre com todos os átomos e moléculas, mas só pode ser observado em espécies que não apresentam momento dipolar permanente. Ex: He U  1.2 d6

Área: linear > esférico Forças de London: linear > esférico As forças de dispersão de London aumentam à medida que a massa molecular aumenta. Gás Líquido Sólido Quanto maior for a área de superfície disponível para contato, maiores são as forças de dispersão. Área: linear > esférico Forças de London: linear > esférico

LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO É um caso especial de forças dipolo-dipolo. Quando uma ligação de hidrogênio ocorre, ela predomina sobre os outros tipos de interação: U  B.H + ... dBH O H está mais próximo de A A-H---B Uma das moléculas possui átomos de hidrogênio ligados a átomos bastante eletronegativos, como O, N e F - Chamado doador de ligação hidrogênio (A-H). A outra molécula possui também átomos eletronegativos, como O, N ou F, com pares de elétrons não-ligantes. Chamado aceptor de hidrogênio (B:).

De modo geral, a temperatura de ebulição aumenta com o aumento da massa molecular, devido o aumento das forças de dispersão. Entretanto observa-se exceção com a água, devido às suas fortes forças intermoleculares que são do tipo ligação de hidrogênio.

Ligações de hidrogênio intramoleculares Celulose, DNA, ... proteína

As ligações de hidrogênio são responsáveis pela: Flutuação do gelo