Forças Intermoleculares

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Forças Intermoleculares

Interações eletrostáticas atrativas ou repulsivas que ocorrem entre moléculas vizinhas, determinando propriedades físicas da matéria.

Diferença entre ligação intramolecular e intermolecular

Intramoleculares unem átomos dentro da molécula (covalente, iônica); intermoleculares atuam entre moléculas distintas e são mais fracas.

Forças de dispersão de London

Atrações fracas geradas por dipolos instantâneos e induzidos resultantes do movimento aleatório de elétrons em qualquer molécula.

Dipolo instantâneo

Distribuição assimétrica temporária da nuvem eletrônica em uma molécula ou átomo neutro que cria polos opostos momentâneos.

Dipolo induzido

Separação de cargas provocada em uma molécula vizinha pela aproximação de um dipolo instantâneo ou permanente.

Interação dipolo-dipolo (dipolo permanente)

Atração eletrostática entre o polo positivo de uma molécula polar e o polo negativo de outra molécula polar vizinha.

Ligação de hidrogênio

Tipo forte de atração dipolo-dipolo entre hidrogênio ligado a átomos pequenos e muito eletronegativos (F, O, N) e outro par de elétrons livres.

Eletronegatividade e ligação de hidrogênio

Flúor, oxigênio e nitrogênio atraem fortemente a densidade eletrônica do hidrogênio, deixando-o com alta carga parcial positiva.

Interação íon-dipolo

Atração eletrostática entre a carga de um íon e a extremidade de carga oposta de uma molécula polar circundante.

Solvatação e hidratação

Processo de estabilização de solutos iônicos por moléculas de solvente via atrações íon-dipolo; chama-se hidratação quando na água.

Interação íon-dipolo induzido

Atração criada quando o campo elétrico de um íon deforma a nuvem eletrônica de uma molécula apolar próxima.

Interação dipolo-dipolo induzido (força de Debye)

Atração resultante da polarização de uma molécula apolar pelo campo elétrico de uma molécula com dipolo permanente.

Polarizabilidade

Facilidade com que a nuvem de elétrons de um átomo ou molécula pode ser distorcida por um campo elétrico externo.

Efeito da massa molecular nas forças de London

Maior massa geralmente implica maior número de elétrons e nuvem mais dispersa, elevando a polarizabilidade e as forças atrativas.

Efeito da área de contato superficial

Moléculas com cadeias lineares possuem maior área de contato do que ramificadas, resultando em forças de London mais intensas.

Ponto de ebulição e forças intermoleculares

Quanto mais intensas forem as forças intermoleculares, mais energia térmica é necessária para vaporizar o líquido.

Ponto de fusão e forças intermoleculares

Forças intermoleculares fortes exigem maior agitação térmica para romper a rede cristalina sólida e formar a fase líquida.

Tensão superficial

Resistência de um líquido à expansão de sua área superficial, causada pelo desbalanceamento líquido das atrações no topo.

Viscosidade de líquidos

Resistência de um fluido ao escoamento, diretamente proporcional à magnitude das forças de atração entre suas moléculas.

Pressão de vapor

Pressão exercida pelos vapores em equilíbrio com o líquido; quanto mais fortes as atrações intermoleculares, menor é a pressão.

Volatilidade

Tendência de uma substância a evaporar rapidamente à temperatura ambiente, associada a forças intermoleculares fracas.

Forças de Van der Waals

Termo geral que abrange forças de dispersão de London, forças dipolo-dipolo induzido e forças dipolo-dipolo permanente.

Estrutura anômala da água sólida (gelo)

Ligações de hidrogênio formam uma rede tridimensional aberta e hexagonal que torna o gelo menos denso que a água líquida.

Pontes de hidrogênio no DNA

Unem especificamente pares de bases nitrogenadas (A-T com duas, G-C com três), estabilizando a dupla hélice.

Estrutura secundária de proteínas

Ligações de hidrogênio entre grupos N-H e C=O da cadeia principal mantêm conformações como alfa-hélice e folha-beta.

Interação hidrofóbica

Agrupamento de moléculas apolares em água motivado pelo aumento da entropia da rede de ligações de hidrogênio ao redor.

Capilaridade

Ascensão ou depressão de líquidos em tubos finos devido ao equilíbrio entre coesão intermolecular e adesão às paredes.

Forças de coesão

Atrações intermoleculares que mantêm moléculas da mesma substância unidas entre si.

Forças de adesão

Atrações intermoleculares entre moléculas de substâncias diferentes em contato, como água e vidro.

Menisco côncavo da água

Forma-se porque as forças de adesão entre água e vidro superam as forças de coesão interna da água.

Menisco convexo do mercúrio

Forma-se porque as forças de coesão metálica superam a atração adesiva entre átomos de mercúrio e o vidro.

Dissolução do NaCl em água

Cátions Na+ e ânions Cl- são separados da rede iônica e estabilizados por atrações íon-dipolo pelas moléculas de água.

Interações pi-pi (empilhamento aromático)

Atração eletrostática atrativa entre nuvens de elétrons deslocalizados de anéis aromáticos paralelos ou perpendiculares.

Gases nobres e condensação

Podem se liquefazer em temperaturas muito baixas graças à ação mútua de forças de dispersão de London.

Comportamento ideal vs real em gases

Gases reais desviam do modelo ideal em alta pressão e baixa temperatura porque as forças intermoleculares tornam-se significativas.

Potencial de Lennard-Jones

Modelo matemático que descreve a energia potencial entre duas moléculas em função da distância de atração e repulsão.

Repulsão de Pauli a curta distância

Repulsão violenta que impede a sobreposição de orbitais eletrônicos preenchidos quando duas moléculas se aproximam demais.

Ligação de halogênio

Atração eletrostática não covalente entre uma região de deficiência eletrônica num halogênio (buraco sigma) e uma base de Lewis.

Buraco sigma (sigma-hole)

Região polarizável de potencial eletrostático positivo na extremidade externa de uma ligação covalente entre halogênios.

Ponto de ebulição do HF versus HCl

O HF tem ponto de ebulição muito maior devido a ligações de hidrogênio intermoleculares, ausentes no HCl.

Calor latente de vaporização

Quantidade de calor necessária para romper todas as forças intermoleculares do estado líquido por mol da substância.

Miscibilidade e polaridade

Semelhante dissolve semelhante: substâncias com padrões semelhantes de forças intermoleculares tendem a se misturar homogeneamente.

Interação de Keesom

Componente atrativa térmica média calculada entre dipolos permanentes que rotacionam livremente na fase gasosa ou líquida.

Interação de Debye

Atração resultante da polarização de uma molécula neutra induzida pelo momento dipolar permanente de uma molécula vizinha.

Efeito de ramificação em isômeros

Ramificações tornam a molécula mais esférica, diminuem a área superficial efetiva e reduzem o ponto de ebulição.

Energia típica de dispersão de London

Geralmente varia entre 0,05 e 2 kJ/mol por par atômico, embora se some substancialmente em macromoléculas.

Energia típica de ligações de hidrogênio

Varia tipicamente entre 10 e 40 kJ/mol, superando a maioria das outras interações entre moléculas neutras.

Energia de ligação covalente comparada

Geralmente varia entre 150 e 1000 kJ/mol, sendo de uma a duas ordens de grandeza superior às atrações intermoleculares.

Solubilidade de O2 em água

Ocorre em baixa extensão através de interações dipolo permanente (água) com dipolo induzido (gás oxigênio).

Cristais moleculares

Sólidos formados por moléculas discretas unidas em rede tridimensional puramente por forças intermoleculares.

Sublimação do iodo (I2)

Ocorre com facilidade em temperatura ambiente porque as forças de London que mantêm os cristais de I2 unidos são superadas facilmente.

Ordem geral de força relativa

Íon-dipolo > Ligação de hidrogênio > Dipolo-dipolo permanente > Dipolo-dipolo induzido > London (para moléculas comparáveis).