Ligações intermoleculares

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

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:
aumenta por acréscimo do número de electrões e da massa molar;
diminui com o aumento da ramificação da cadeia.

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.

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.

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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Geometria Molecular

Geometria molecular é o estudo de como os átomos estão distribuidos espacialmente em uma molécula. Esta pode assumir várias formas geométricas, dependendo dos átomos que a compõem. As principais classificações são linear, angular, trigonal plana, piramidal e tetraédrica.
Para se determinar a geometria de uma molécula, é preciso conhecer a teoria da repulsão dos pares eletrónicos da camada de valência.

Teoria da repulsão dos pares eletrônicos

Baseia-se na idéia de que pares eletrônicos da camada de valência de um átomo central, estejam fazendo Ligação química ou não, se comportam como nuvens eletrónicas que se repelem, ficando com a maior distância angular possível uns dos outros. Uma nuvem eletrónica pode ser representada por uma ligação simples, dupla, tripla ou mesmo por um par de eletrons que não estão a fazer ligação química. Essa teoria funciona bem para moléculas do tipo ABx, em que A é o átomo central e B é chamado elemento ligante. De acordo com essa teoria, os pares de elétrons da camada de valência do átomo central (A) se repelem, produzindo o formato da molécula ou íon.

Assim, se houver 2 nuvens eletrônicas ao redor de um átomo central, a maior distância angular que elas podem assumir é 180 graus. No caso de três nuvens, 120 graus etc., sendo que é de extrema importância analisar se a ligação é covalente ou iônica.

Tipos de geometria molecular

Linear: Acontece em toda molécula biatómica (que possui dois átomos) ou em toda molécula em que o átomo central possui no máximo duas nuvens eletrónicas em sua camada de valência. Exemplo: Ácido clorídrico (HCl) e gás carbônico (CO2).
Trigonal plana ou triangular: Acontece somente quando o átomo central tem três nuvens eletrónicas em sua camada de valência. Estas devem fazer ligações químicas, formando um ângulo de 120 graus entre os átomos ligados ao átomo central. Obs: caso 2 das nuvens eletrónicas for de ligações quimicas e uma de eletrões não ligantes a geometria é angular, como descrita a cima. O angulo é de 120º

Angular: Acontece quando o átomo central tem três ou quatro nuvens eletrónicas em sua camada de valência. No caso de três, duas devem estar fazendo ligações químicas e uma não, formando um ângulo de 120 graus entre os átomos ligantes. Quando há quatro nuvens, duas devem fazer ligações químicas e duas não, formando um ângulo de 104° 34' (104,45°) entre os átomos.

Tetraédrica: Acontece quando há quatro nuvens eletrónicas na camada de valência do átomo central e todas fazem ligações químicas. O átomo central assume o centro de um tetraedro regular. Ângulo de 109º 28'

Piramidal: Acontece quando há quatro nuvens eletrónicas na camada de valência do átomo central, sendo que três fazem ligações químicas e uma não. Os três átomos ligados ao átomo central não ficam no mesmo plano.O angulo é de 107°. O exemplo mais citado é o amoníaco, NH3
Bipiramidal: Acontece quando há cinco nuvens eletrónicas na camada de valência do átomo central, todas fazendo ligação química. O átomo central assume o centro de uma bipiramide trigonal, sólido formado pela união de dois tetraedros por uma face comum. Como exemplo cita-se a molécula PCl5. Os angulos entre as ligações são 120 graus e 90 graus.
Octaédrica: Acontece quando há seis nuvens eletrónicas na camada de valência do átomo central e todas fazem ligações químicas formando angulos de 90 graus e 180 graus.
Moléculas formadas por 2 átomos - Conformação Linear:
Ex1: F2:(7x2)= 14 elétrons:
F-F Geometria: Linear
Ex2: HCl:(1+7)= 8 elétrons:
H-Cl Geometria: Linear
Moléculas formadas por 3 átomos:
- Quando o átomo central NÃO possui par de elétrons livre:
Ex1: CO2: 4+(6x2)= 4+12= 16 elétrons:
O=C=O Geometria: Linear
Moléculas formadas por 4 átomos:
Quando possui um par de elétron não -ligantes:
Piramidal, exemplo:NH3
Caso ao contrário:
Trigonal Plana,exemplo:BF3
Moléculas formadas por 5 átomos:

-Quando possui um par de elétrons não ligantes: Gangorra, exemplo SF4 -Caso contrário: Tetraédrica.Exemplo:CH4

Geometria Angular
EX: É o caso da água ( H2O ) **O**
/ \
H H

Na geometria angular como dito anteriormente, caracteriza-se por 4 nuvens eletrônicas na molécula onde duas não fazem ligação química ou três nuvens e duas não ligam. São características observadas acima.