Ligações intermoleculares

Vamos aqui abordar os diferentes tipos de ligações intermoleculares e a sua relação com os estados físicos da matéria.

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Tipos de ligações intermoleculares

Forças ião – dipólo

Este tipo de ligações ocorre entre iões e moléculas polares ( que apresentam dipólo eléctrico ). São função da carga e tamanho do ião, e do momento dipolar e tamanho da molécula. Quanto mais concentrada estiver a carga (menor raio) ou quanto maior o módulo da carga, mais intensas são as forças ião – dipólo.

Porque é que a solvatação do cloreto de sódio, NaCl, em água, é mais extensa que a do iodeto de potássio, KI ?

Porque devido ao menor tamanho dos iões no primeiro sal, a carga encontra-se mais concentrada, apresentando assim ligações mais fortes.

Porque é que as forças ião – dipólo são mais intensas numa solução aquosa de cloreto de magnésio, MgCl2, do que numa solução aquosa de cloreto de sódio, NaCl ?

Apesar dos catiões apresentarem raios da mesma ordem de grandeza, a carga do catião magnésio é superior à do catião sódio.

Dipólo permanente – dipólo permanente (dipólo – dipólo)

Nos compostos covalentes, os electrões podem ser partilhados de uma forma desigual, devido aos diferentes valores de electronegatividade, produzindo-se assim dipólos. Em muitos casos, a disposição espacial destes dipólos faz com que a molécula apresente momento dipolar resultante diferente de zero, molécula polar.

As forças dipólo – dipólo resultam de atracções electrostáticas entre os dipólos das moléculas polares.

Ligações de hidrogénio

São um caso particular das ligações dipólo – dipólo, que se estabelecem entre moléculas que apresentam ligações covalentes do tipo H – F , H – O e H – N , como as moléculas H2O , HF e NH3. Os compostos com ligações de hidrogénio apresentam propriedades anómalas, nomeadamente valores de temperatura de ebulição bastante superiores aos esperados.

Dipólo instantâneo – dipólo induzido ( Forças de dispersão de London )

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

A intensidades destas forças depende da polarizabilidade da molécula, i.e., da facilidade em distorcer a nuvem electrónica. Assim, a intensidade das forças de dispersão de London:

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

Dipólo permanente – dipólo induzido

A aproximação de uma molécula polar de uma apolar vizinha provoca nesta última a distorção da sua nuvem electrónica (dipólo induzido).

A fraca intensidade destas forças reflecte a baixa solubilidade de substâncias apolares em solventes polares, como é o caso do tetracloreto de carbono, CCl4, em água.

 

Ligações intermoleculares e estados físicos da matéria

Os estados físicos da matéria traduzem o balanço entre a intensidade das forças intermoleculares e a liberdade de movimento das moléculas.

As mudanças de estado físico que ocorrem por aumento da temperatura são explicadas pelo consequente aumento da energia cinética que provoca uma maior agitação molecular, vencendo assim as forças atractivas.

Os alcanos, moléculas apolares, apresentam-se nos três estados físicos – o aumento da cadeia traduz-se num aumento da intensidade das forças de dispersão de London.

Número de átomos de carbono

Estado físico

1 a 4

Gasoso

5 a 17

Líquido

³ 18

Sólido

Verifica-se que a intensidade das forças de London aumenta com o aumento do número de electrões e com o tamanho dos átomos e moléculas. Supõe-se que em tais casos é maior a possibilidade de polarização instantânea da nuvem electrónica, com o consequente aumento global das interacções intermoleculares.

No iodo as ligações intermoleculares são suficientemente intensas para permitir a sua existência no estado sólido à temperatura ambiente, ao contrário do que acontece com os outros halogéneos com menor número atómico.

Temperaturas de fusão e de ebulição de várias substâncias elementares

Gases raros

Tfusão / ºC

Tebulição / ºC

Halogéneos

Tfusão / ºC

Tebulição / ºC

He

< -272,2

-268,6

F2

-219,62

-188,14

Ne

-248,67

-245,92

Cl2

-100,98

-34,6

Ar

-189,2

-185,7

Br2

-7,2

58,78

Kr

-156,6

-152,3

I2

113,5

184,35

Xe

-111,9

-107,1

     

Rn

-71

-61,8

     

Os pontos de fusão e ebulição são característicos das substâncias, estando assim relacionados com a intensidade das forças intermoleculares.

Maior intensidade Þ Maior ponto de fusão / ebulição

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