Resumo- forças intermoleculares

Resumo- forças intermoleculares

  1. Forças Intermoleculares

A natureza das forças que existem entre as moléculas nos estados sólido e líquido e que explicam propriedades como a solubilidade de substâncias moleculares podem ser entendidas agora.

Apesar de as moléculas serem constituídas por átomos neutros, que não perdem nem ganham elétrons, em muitas há existência de dipolos elétricos permanentes e, como consequência, ocorrem interações elétricas entre elas.

Se tratando das moléculas apolares, explicando a atração entre tais moléculas quando as substâncias estão no estado sólido ou líquido, pois, afinal, se não houvesse interações entre as moléculas, tais substâncias só existiriam no estado gasoso, o que não é verdade.

Os químicos desenvolveram formas de determinar as interações entre as moléculas, que são chamadas de interações de Van der Waals, em homenagem ao cientista holandês Johannes D. Van der Waals, autor da formulação matemática que permitiu o desenvolvimento desse estudo.

Assim, quando há aproximação de duas ou mais moléculas, os elétrons de suas camadas de valência, incluindo os participantes de ligações covalentes, passam a ficar também sob a influência dos núcleos dos átomos das moléculas vizinhas. Dessa forma, uma nova distribuição de cargas elétricas ocorre, provocando um deslocamento de cargas que poderá gerar um pólo induzido, inexistente na molécula apolar. É a existência desses dipolos induzidos pela aproximação das moléculas que promove a atração entre elas.

A intensidade da atração entre moléculas depende da intensidade de seus dipolos. Em moléculas apolares essas interações ocorrerão apenas devido a dipolos induzidos. Já em moléculas polares elas devem-se a dipolos permanentes e são, portanto, muito mais fortes. É o que se vê, por exemplo, quando átomos de hidrogênio se ligam a átomos de flúor, oxigênio ou nitrogênio, formando as ligações de hidrogênio.

As forças intermoleculares podem ser dividas em dois tipos: Forças de Van der Waals eLigações de Hidrogênio.

  1. Ligações de Hidrogênio

As ligações de hidrogênio são forças de atração mais intensas que as de forças dipolo-dipolo e as de Van der Waals.

Ocorre quando a molécula possui o hidrogênio ligado a um elemento muito eletronegativo, como o flúor, por exemplo.

A atração ocorre pelo hidrogênio de uma molécula com o elemento eletronegativo da outra molécula. Sendo uma atração bastante forte, as moléculas que são atraídas por pontes de hidrogênio possuem altos pontos de fusão e ebulição.

A maioria das substâncias apresenta maior grau de compactação no estado sólido, portanto, seus sólidos são mais densos que seus líquidos. A água é uma exceção: o sólido (gelo) é menos denso que o líquido e, por isso, flutua. Isso acontece por causa das ligações de hidrogênio. No estado sólido, as moléculas estão interligadas numa estrutura cristalina, como mostra a Figura 1. , fazendo com que a mesma quantidade de moléculas ocupe um maior volume que no líquido.

As ligações de hidrogênio ocorrem entre muitas substâncias orgânicas, conferindo diferentes propriedades a elas, como solubilidade em água e temperaturas de fusão e ebulição mais elevadas.

As proteínas que compõem o nosso organismo são constituídas por sequências de aminoácidos, ligados covalentemente. Esses aminoácidos possuem grupos hidroxilas e aminos capazes de formar fortes redes de ligações intermoleculares. Outro exemplo é o DNA, cuja forma de dupla hélice é mantida graças às ligações de hidrogênio entre os grupos hidroxilas e aminos das bases nitrogenadas que compõem o código genético. As ligações de hidrogênio nessas moléculas são responsáveis por importantes propriedades que essas substâncias apresentam no metabolismo de nosso organismo.

Figura 1. Ligações de Hidrogênio na água: Na água em estado sólido, as ligações de hidrogênio provocam um arranjo cristalino que acaba por levar as moléculas a ocuparem um espaço maior do que ocupam no estado líquido.

Figura 2.DNA: A conformação espacial do DNA é mantida graças às interações moleculares. Durante o processo de formação das células germinativas o DNA é duplicado. Para isso, é necessário que as ligações de hidrogênio sejam quebradas, possibilitando a passagem das características hereditárias.

  1. Forças de Van der Waals

As forças de Van der Waals são forças fracas que ocorrem entre moléculas apolares, entre átomos de gases nobres e hidrocarbonetos.

Quando duas moléculas apolares aproximam-se, ocorre uma repulsão entre suas nuvens eletrônicas, sendo que os elétrons vão se acumular numa região da molécula, deixando a outra região com deficiência de cargas negativas.

Ao acontecer esta repulsão, cria-se na molécula um dipolo induzido, que faz a indução nas outras moléculas apolares, dando origem a uma pequena força de atração entre elas, denominada de Van der Waals.

Exemplificando: H2, F2, O2, CO2, CH4, C2H6.

Figura 3. Forças de Van der Waals.

  1. Dipolo-dipolo

As forças dipolo-dipolo são responsáveis pela atração de moléculas polares. Existem entre moléculas de éteres, cloretos, ácidos, ésteres, entre outros.

As moléculas polares possuem um dipolo elétrico permanente, estabelecendo de tal forma que a extremidade negativa do dipolo de um molécula se aproxime da extremidade positiva do dipolo de outra molécula.

Figura 4.Forças Dipolo-dipolo

  1. Dispersão de London

Numa molécula apolar é provável que a qualquer instante ocorra a formação de uma assimetria na distribuição da densidade eletrônica, criando-se então um dipolo instantâneo. Um dipolo deste tipo pode induzir um dipolo nas moléculas mais próximas.

A intensidade destas forças depende da polarizabilidade da molécula e da facilidade em distorcer a nuvem eletrônica. Assim, a intensidade das forças de dispersão de London: aumenta por acréscimo do número de elétrons e da massa molar e diminui com o aumento da ramificação da cadeia.

Este tipo de ligação existe em todas as substâncias moleculares, independentemente de elas apresentarem, ou não, dipolos permanentes.

Figura 5. Dipolos induzidos em moléculas de Iodo (I2).

Figura 6.Interação (dipolo-dipolo induzido) do gás hidrogênio.

  1. Íon-dipolo

É a formação de íon que se aproxima em compostos ou sólidos iônicos regidos por uma força, atração, ligação eletrostática definida como eletrovalente ou mesmo iônica, onde aquela polarização que seria uma simples polarização se extrema ao ponto de ser tão grande que se formam íons mesmo, formais entre espécies muito eletropositivas e eletronegativas. Várias unidades de cristais iônicos efetuam um íon dipolo, ou seja os íons se aproximam e de forma análoga ao que acontece nas moléculas ocorre, porém em compostos iônicos, quenão são moléculas, por isso não podemos chamar dipolo-dipolo, porque não são polos e sim íons efetivos reais.

Figura 7.Interações íon-dipolo.

  1. O modelo de ligação metálica

7.1 Os metais

Os materiais metálicos são amplamente utilizados em nossa sociedade graças às suas propriedades físicas e químicas. Algumas dessas propriedades, embora em diferentes graus, são comuns a todos eles.

O brilho metálico e elevadas condutibilidades elétrica e térmica são características gerais da maioria dos metais, mas a dureza que apresentam é variável. Muitos metais são extremamente duros e possuem grande resistência à ruptura e à deformação. Outros, não tão duros, são facilmente moldáveis.

Possuem brilho, são dúcteis (fáceis de serem transformados em fios), maleáveis (fáceis de serem transformados em lâminas), são bons condutores de calor, possuem alta condutividade elétrica e são sólidos em condições ambiente, exceto o Mercúrio (Hg).

    1. A Ligação metálica

O arranjo cristalino é a forma como os átomos estão agrupados, e também pode ser denominado retículo cristalino metálico. Essa ordenação depende basicamente do raio e da carga nuclear dos átomos envolvidos, podendo ter basicamente de três tipos: o arranjo hexagonal compacto, o cúbico de face centrada e o cúbico de corpo centrado.

Esses átomos irão interagir de forma que o núcleo de cada átomo atraia os elétrons mais externos de seus vizinhos. Sendo átomos iguais, essas interações também serão iguais em todas as direções.

A quantidade de energia necessária para arrancar elétrons de átomos de metais é relativamente baixa se comparada com a necessária para arrancar elétrons de átomos dos não-metais, conforme mostra a Tabela 1.

Os elétrons da camada de valência de átomos de metais são fracamente atraídos por seu núcleo. Com isso, esses elétrons tem um certo grau de liberdade que lhes permite transitar facilmente entre os átomos do material. Essa característica explica a alta condutibilidade elétrica que geralmente os metais apresentam.

Se os elétrons de valência estão livres para movimentar-se entre os átomos, conclui-se que os átomos a que esses elétrons estavam ligados ficam com carga positiva. Assim, com esse modelo de ligação, tem-se uma grande quantidade de elétrons movimentando-se livremente entre átomos com cargas positivas. São os elétrons livres ao redor dos átomos positivos que mantém a sua coesão. Portanto, pode concluir que ligação metálica é a interação entre átomos envolvidos em uma nuvem formada por seus elétrons de valência.

Tabela 1.Energia de Ionização de átomos de alguns elementos químicos.

Figura 8. Ligação Metálica

    1. Ligas metálicas

As propriedades dos metais podem ser alteradas quando se misturam átomos de diferentes elementos. Isso é facilmente entendido se considerar-se que o material final deverá apresentar propriedades que dependerão do novo arranjo de átomos, ou seja, de sua nova estrutura.

A alteração nas propriedades será tanto maior quanto maior for a diferença entre os átomos adicionados. É por isso que, ao adicionar a um metal átomos de elementos não-metálicos, como carbono, enxofre e fósforo, obtêm-se materiais tão diferentes.

Exemplificando: o aço, mistura de ferro e carbono, muito mais duro e quebradiço do que o ferro.

Dificilmente se utilizam metais puros para construir objetos. Normalmente, os metais são utilizados na forma de misturas sólidas de átomos de dois ou mais elementos químicos denominados ligas.

Portanto, ligas são misturas sólidas formadas por átomos de um metal e átomos de outro elemento, metálico ou não.

Exemplificando ligas metálicas com a Tabela 2.

Tabela 2. Exemplos de Ligas metálicas

Exemplos de Ligas Metálicas

LIGA

METAL

SUBSTÂNCIA ADICIONADA

EXEMPLO DE APLICAÇÃO

Latão

Cu

Zn

Objetos domésticos

Bronze

Cu

Sn, Pb, etc.

Sinos

Solda

Sn

Pb

Solda elétrica

Ouro 18 quilates

Au

Cu

Jóias

Ouro Branco

Au

Ag

Jóias

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