As moléculas de uma substância sólida ou líquida se mantêm unidas através da atração existente entre elas. Quanto maior for a força de atração maior será a coesão entre as moléculas.
Isso ocasionará um aumento nos pontos de fusão e ebulição da substância. As moléculas dos gases praticamente não exercem forças de atração entre si. Por isso os gases apresentam baixos pontos de ebulição e extrema facilidade de se expandir. As forças intermoleculares ocorrem, portanto, em compostos covalentes nos estados líquido e sólido - não são verificadas no estado gasoso (Ex:H2O(v), NH3(g)) – e são classificadas em dois tipos: Força de Van der Waals e Ligação de hidrogênio.
As ligações de hidrogênio são atrações muito fortes e contribuem de modo decisivo na ligação intermolecular total, o que explica os pontos de ebulição anormalmente altos de moléculas como H2O, NH3 e HF, em relação aos hidretos das respectivas famílias. As moléculas podem apresentar mais de um tipo de força intermolecular, que então se interagem para aumentar a coesão entre as moléculas.
Nos álcoois, por exemplo, o metanol (H3C - OH) tem PE = 64,6º C e o etanol (H3C - CH2 - OH) tem PE = 78,4º C. A principal força intermolecular existente entre as moléculas dos álcoois é a ligação de hidrogênio, mas como a molécula de etanol é maior, as dispersões de London são mais intensas.
Logo, da interação das duas forças, resulta um maior ponto de ebulição, em relação ao metanol.
Outra consideração importante é que, quanto maior o número de grupos OH ou NH, maior será a intensidade das ligações de hidrogênio e maior será o ponto de ebulição.
Esquemas das ligações de hidrogênio
Resumindo:
Ligações de Hidrogênio: ocorre quando o Hidrogênio está ligado ao Flúor ou Oxigênio ou Nitrogênio
Exemplos: HF, NH3, H2O, etc.
Curiosidade: A característica que lagartixas e pequenos lagartos apresentam de se deslocar sobre superfícies pouco rugosas (paredes) se deve às Forças de Van Der Waals presentes nas suas patas.
Resumindo, em termos de Forças de Van Der Waals, basta diferenciar apenas os dois tipos abaixo, ou seja, a que se aplica a moléculas polares (dipolo permanente) e a que se aplica a moléculas apolares (dipolo induzido ou Forças de Dispersão de London).
Ex: HCl, SO2, PCl3, H2S, HBr, etc.
Ex: CO2, O2, CH4, I2, SO3, etc.
OBSERVAÇÃO: quanto mais forte for a força de atração intermolecular, maior será o seu ponto de ebulição. Ex.: CH4 < Hcl < NH3
Isso ocasionará um aumento nos pontos de fusão e ebulição da substância. As moléculas dos gases praticamente não exercem forças de atração entre si. Por isso os gases apresentam baixos pontos de ebulição e extrema facilidade de se expandir. As forças intermoleculares ocorrem, portanto, em compostos covalentes nos estados líquido e sólido - não são verificadas no estado gasoso (Ex:H2O(v), NH3(g)) – e são classificadas em dois tipos: Força de Van der Waals e Ligação de hidrogênio.
Ligações de Hidrogênio
Também conhecidas como pontes de hidrogênio, são um caso especial da atração entre dipolos permanentes. As ligações de hidrogênio são atrações intermoleculares anormalmente intensas e ocorrem entre moléculas que apresentam ligações entre hidrogênio e átomos muito eletronegativos (F, O, N). Devido às pequenas dimensões de H, F, O e N e devido também à grande diferença de eletronegatividade, nas ligações destes elementos com o hidrogênio, ocorrem pólos intensos em volumes muito pequenos.As ligações de hidrogênio são atrações muito fortes e contribuem de modo decisivo na ligação intermolecular total, o que explica os pontos de ebulição anormalmente altos de moléculas como H2O, NH3 e HF, em relação aos hidretos das respectivas famílias. As moléculas podem apresentar mais de um tipo de força intermolecular, que então se interagem para aumentar a coesão entre as moléculas.
Nos álcoois, por exemplo, o metanol (H3C - OH) tem PE = 64,6º C e o etanol (H3C - CH2 - OH) tem PE = 78,4º C. A principal força intermolecular existente entre as moléculas dos álcoois é a ligação de hidrogênio, mas como a molécula de etanol é maior, as dispersões de London são mais intensas.
Logo, da interação das duas forças, resulta um maior ponto de ebulição, em relação ao metanol.
Outra consideração importante é que, quanto maior o número de grupos OH ou NH, maior será a intensidade das ligações de hidrogênio e maior será o ponto de ebulição.
Esquemas das ligações de hidrogênio
Resumindo:
Ligações de Hidrogênio: ocorre quando o Hidrogênio está ligado ao Flúor ou Oxigênio ou Nitrogênio
Exemplos: HF, NH3, H2O, etc.
Forças de Van der Waals
São divididas em vários tipos, conforme a natureza das partículas18:- Íon - Dipolo permanente: Atração entre um íon e uma molécula polar (dipolo).
- Íon - Dipolo induzido: Atração entre um íon e uma molécula apolar. O íon causa uma atração ou repulsão eletrônica com a nuvem eletrônica da molécula apolar, causando uma deformação da nuvem eletrônica na molécula apolar e provocando a formação de dipolos (induzidos).
- Dipolo permanente - Dipolo permanente: Atração entre moléculas polares. Os dipolos atraem-se pelos pólos opostos (positivo-negativo).
- Dipolo permanente - Dipolo induzido: Atração entre uma molécula polar e uma molécula apolar. O dipolo causa repulsão eletrônica entre seu pólo positivo e a nuvem eletrônica da molécula apolar e uma repulsão entre esta nuvem e seu pólo negativo. Isso causa uma deformação da nuvem eletrônica na molécula apolar, provocando a formação de dipolos (induzidos).
- Dipolo induzido - Dipolo induzido: Também chamada Força de dispersão de London, é uma atração que ocorre entre moléculas apolares, que quando se aproximam umas das outras, causam uma repulsão entre suas nuvens eletrônicas, que então se deformam, induzindo a formação de dipolos. Essa força é mais fraca que a do tipo dipolo permanente - dipolo permanente. Logo, as substâncias que apresentam esse tipo de ligação apresentam menor ponto de fusão e ebulição. Quanto maior for o tamanho da molécula, mais facilmente seus elétrons podem se deslocar pela estrutura. Maior é então, a facilidade de distorção das nuvens eletrônicas, e mais forte são as forças de dispersão de London. Isso faz com que a substância tenha maior ponto de ebulição.
Curiosidade: A característica que lagartixas e pequenos lagartos apresentam de se deslocar sobre superfícies pouco rugosas (paredes) se deve às Forças de Van Der Waals presentes nas suas patas.
Resumindo, em termos de Forças de Van Der Waals, basta diferenciar apenas os dois tipos abaixo, ou seja, a que se aplica a moléculas polares (dipolo permanente) e a que se aplica a moléculas apolares (dipolo induzido ou Forças de Dispersão de London).
- Dipolo-dipolo ou dipolo permanente – dipolo permanente ou dipolar: ocorre em moléculas polares.
Ex: HCl, SO2, PCl3, H2S, HBr, etc.
- Dipolo instantâneo - dipolo induzido ou dipolo induzido - dipolo induzido ou forças de London: ocorre em moléculas apolares.
Ex: CO2, O2, CH4, I2, SO3, etc.
- Ordem crescente das forças intermoleculares.
Dipolo instantâneo-dipolo induzido (Forças de London) < dipolo-dipolo (dipolo permanente) < ligações de hidrogênio.
OBSERVAÇÃO: quanto mais forte for a força de atração intermolecular, maior será o seu ponto de ebulição. Ex.: CH4 < Hcl < NH3