Texto: Interações Intermoleculares e o Estado de Agregação da Matéria

Interações Intermoleculares e o Estado de Agregação da Matéria

 

Interação e Reação: Conceitos Diferentes

Até aqui você já deve ter compreendido o conceito de reação química. Como sabemos, nela ocorre a quebra de ligações e, consequentemente, a formação de novas ligações. Por exemplo, a reação de combustão do hidrogênio leva à formação de água:

 

2H2 + O22H2O

 

O conceito de reação química é diferente do conceito de interação química. Nas reações, sempre se tem reagentes diferentes dos produtos e há a quebra de ligações, enquanto que as interações têm a ver com o estado de agregação da matéria. Por que a água é liquida e, a depender das condições, ela pode ser sólida ou até mesmo gasosa?

 

Estados físicos da água

 

As interações moleculares envolvem o estudo de atração e repulsão que existe entre as moléculas. Assim, as forças intermoleculares, que são as forças estabelecidas entre as moléculas, definem o estado físico de uma substância específica. Salientamos, ainda, que as forças intermoleculares são diferentes de forças intramoleculares, que estão presentes nas ligações. A formação de estados de agregação da matéria é consequência das forças intermoleculares, ou seja, da atração e da repulsão entre as moléculas.

 

As forças atrativas aproximam as moléculas, definindo o estado de agregação da matéria. A condensação de um gás ocorre devido a forças atrativas que unem as moléculas que, no caso dos gases, estão bem afastadas. As forças repulsivas favorecem o distanciamento entre as moléculas. Essas forças são diretamente proporcionais à pressão e à temperatura, razão pela qual o gelo, quando aquecido, se fundirá.

 

As Forças Intermoleculares

O estado gasoso é o estado de agregação mais simples, pois nele as moléculas praticamente não se interagem, a não ser quando as moléculas se colidem e, quando falamos de gases reais, consideramos as forças intermoleculares, o que afeta diretamente o comportamento dos gases, como, por exemplo, a pressão em que um determinado gás se liquefará.

 

As forças intermoleculares, portanto, são as responsáveis pela existência de estados de agregação mais condensados ou mais separados, o que chamamos de fases, caracterizadas por serem química e fisicamente uniformes; as forças que determinam as fases são diretamente ligadas à polaridade das moléculas. 

 

As Forças Dipolo-Dipolo

Uma molécula atrai a outra quando ela é polar, como é o caso da água. 

 

Uma substância polar é aquela que possui um polo positivo e um polo negativo, sendo que o polo positivo atrai o negativo de outra, ou seja, uma molécula se alinha ao dipolo da outra de forma que se estabeleçam forças atrativas. São essas forças que chamamos de forças dipolo-dipolo.

 

Forças dipolo-dipolo

 

As forças dipolo-dipolo são diretamente proporcionais à polaridade das moléculas, ou seja, quanto maior for a polaridade das moléculas, mais forte serão as forças intermoleculares. A intensidade das interações também são inversamente proporcionais às distâncias entre as moléculas, ou seja, se aumentarmos a distância entre duas molécula, a interação será mais fraca. A partir disso, concluimos que, se diminuirmos a pressão sobre um determinado líquido, ele se vaporizará, mas, se aumentarmos a pressão, ele se solidificará. Entretanto, é preciso que você entenda que existe um limite: se a pressão for aumentada em demasiado, as ligações intramoleculares podem se quebrar, afetando quimicamente a substância; ao contrário, se a pressão for muito pequena, não haverá interação alguma entre as moléculas, a não ser quando elas se colidirem.

 

Forças de London

E quando as moléculas são apolares? Sabemos que substâncias apolares não possuem o dipolo, ou seja, a molécula possui uma carga parcial positiva ou negativa. Grande parte das substâncias apolares em condições normais são gases, porém muitos hidrocarbonetos, como a gasolina (octano), são líquidos. Tanto no estado líquido quanto no sólido, as moléculas têm uma proximidade maior; então, surge uma importante questão: por que as moléculas não se repelem em fases condensadas?

 

As moléculas não são totalmente negativas no caso de moléculas apolares. Em determinado instante, pode haver uma polarização da molécula, ou seja, não há uma uniformidade na distribuição dos elétrons na molécula, o que leva à formação de um dipolo instantâneo. A formação do dipolo instantâneo em molécula leva à formação de um dipolo induzido em uma molécula adjacente, ou seja, a nuvem eletrônica de uma molécula, por estar distorcida ou polarizada, leva à formação de um dipolo igual na molécula vizinha. Essas interações são chamadas de forças de London, que são bem mais fracas que as forças dipolo-dipolo.

 

O principal fator que define as forças de London é a polarizabilidade, o que quer dizer que, quanto mais polarizável for uma determinada substância apolar, mais forte serão as interações.

Interações de London

 

Interações de Hidrogênio

As interações de hidrogênio, chamadas também de ligações de hidrogênio, são uma das forças intermoleculares específicas e que merece nossa atenção. A energia dessas interações é alta e as substâncias nas quais acontecem esse tipo de interação possuem altos pontos de ebulição.

 

A água, por exemplo, sofre esse tipo de interação, que é também uma interação dipolo-dipolo, pois o oxigênio é mais eletronegativo que o hidrogênio, o que leva à formação do dipolo; mais especificamente, as ligações H – N, H – O e H – F têm maior polaridade. Os átomos mais eletronegativos atraem fortemente o elétron do hidrogênio e, consequentemente, o hidrogênio fica com uma carga parcial positiva bastante livre à aproximação dos pares de elétrons não ligantes do oxigênio de outra molécula, fazendo com que as interações de hidrogênio sejam ainda mais fortes que as interações de dipolo-dipolo.

Interação de hidrogênio no ácido fluorídrico

 

Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição

Finalmente, vamos estudar as consequências das forças intermoleculares no ponto de ebulição (PE) e no ponto de fusão (PF). Vejamos na tabela abaixo:

 

 

O hélio (He), em condições normais, é um gás e é altamente apolar, o que reflete nos PF e PE, ambos muito pequenos. O ácido sulfídrico também é polar, mas a força é bem menor e os ponto de fusão e ebulição são todos menores que zero. O HCl é um gás nas condições ambientes e também é porlar e de baixo peso molecular. A diferença é a eletronegatividade do cloro, que não é suficientemente forte para atrair os elétrons do hidrogênio, o que reflete nas forças intermoleculares. Podemos ver abaixo as substâncias em que ocorrem as interações de hidrogênio comparadas às hidretos de mesmo período devido ao tipo de força intermolecular:

 

 

Quando analisamos substâncias para definirmos os pontos de fusão e de ebulição, verificamos primeiro as forças intermoleculares. Quando há o mesmo tipo de interação entre as moléculas, a substância que terá maior PE ou PF é a que tiver maior peso molecular.

 

Em Resumo

Neste tópico, estudamos forças intermoleculares e como elas influenciam as propriedades das moléculas. As forças intermoleculares são forças atrativas que se estabelecem entre as moléculas – uma mais fortes, outras mais fracas – e que se refletem em propriedades específicas, tais como o ponto de fusão e o ponto de ebulição.

 

Referências

USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química 2: físico-química. 10ª ed. São Paulo: Editora Saraiva, 2005.

PERUZZO, T. M.; CANTO, E. L., Química. 2ª ed. São Paulo: Moderna, 2003.

SANTOS, W. L. P.; MÓL, G. S. (coord). Química e sociedade. São Paulo: Nova Geração, 2005.

KOTZ, J.C.; TREICHEL, P.M. Química Geral e Reações Químicas. volume 1. Tradutor Flávio Maron Vichi. São Paulo: Thomson Learning, 2007.

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