Defina as interações intermoleculares: dipolo-dipolo, dipolo-dipolo induzido, van der Waals e ligação de hidrogênio.

Passo 1

O que o enunciado pede: definir quatro tipos de interação intermolecular — dipolo-dipolo, dipolo-dipolo induzido, van der Waals e ligação de hidrogênio.
Informações que temos (implícitas no pedido): quer-se uma definição clara e comparativa, com características físicas (origem, direção, intensidade típica, dependência com a distância) e exemplos que ajudem a reconhecer cada interação.

Passo 2

Conceitos básicos que preciso te lembrar antes de entrar nas definições (vamos devagar e com exemplos):
  • Molécula polar: tem um momento de dipolo permanente, chamado de momento de dipolo \mu. Um exemplo simples: água, onde a distribuição de cargas não é simétrica, então existe \mu\neq0.
  • Polarizabilidade: denotada por \alpha. É a facilidade com que a nuvem eletrônica de uma molécula ou átomo se deforma quando exposta a um campo elétrico externo. Exemplos: átomos maiores (Xe) têm \alpha grande; H _2 tem \alpha pequena.
  • Energia potencial entre moléculas: geralmente negativa (atração) e depende da distância r entre elas; diferentes mecanismos têm dependência em potências diferentes de r. Vou indicar essas leis de dependência porque ajudam muito a identificar o tipo de interação numa prova.

Passo 3

Definição e ideia física: duas moléculas que possuem dipolos permanentes ( \mu_1 e \mu_2) interagem porque as regiões parcialmente positivas de uma atraem as parcialmente negativas da outra.
Como identificar: moléculas polares (ex.: HCl, H2O, HCN) próximas entre si.
Dependência com a distância e orientação:
  • Se as moléculas estiverem fixas e orientadas, a energia de interação varia aproximadamente como \propto \dfrac{\mu_1\mu_2}{r^3}. Aqui \mu_i é o momento de dipolo da i-ésima molécula e r a distância entre centros de dipolos.
  • Na prática, em líquidos/gases à temperatura ambiente, as moléculas estão girando; o efeito médio (média térmica) leva à chamada interação de Keesom, que efetivamente dá uma dependência \propto 1/r^6. Então, em muitos contextos práticos escrevemos que dipolo–dipolo “média” varia como \sim 1/r^6.
    Força típica: moderada; maior que dispersão entre moléculas pequenas, menor que uma boa ligação de hidrogênio forte.
    Exemplo concreto: interação entre duas moléculas de cloreto de hidrogênio ( \mathrm{HCl}) alinhadas.

Passo 4

Definição e ideia física: uma molécula polar com momento \mu cria um campo elétrico que polariza (induz um dipolo) numa molécula não polar adjacente; essa indução gera uma atração. Ou seja, permanente → induzido.
Dependência e fatores: a energia é proporcional ao quadrado do dipolo permanente e à polarizabilidade do outro participante: de forma qualitativa \displaystyle E_{\text{Debye}}\propto -\dfrac{\mu^{2}\,\alpha}{r^{6}}, onde \alpha é a polarizabilidade da molécula induzida. Observe que também cai rápido com r (como 1/r^6).
Como reconhecer: mistura de molécula polar com apolar (ex.: HCl dissolvendo \mathrm{O_2} gasoso parcialmente; ou um solvente polar induz dipolos em solutos apolares).
Força típica: geralmente comparável a dipolo–dipolo para casos moderados, mas depende muito de \alpha — moléculas grandes e facilmente polarizáveis aumentam essa interação.

Passo 5

Ideia física (London/dispersão): mesmo moléculas apolares têm flutuações momentâneas na distribuição eletrônica que criam dipolos instantâneos; esses dipolos instantâneos induzem dipolos em vizinhos, produzindo uma atração. Essa é a interação de dispersão de London. Está presente entre todas as partículas neutras (ou seja, em todos os átomos e moléculas).
Dependência e fórmula qualitativa: a energia de dispersão varia também com r como \sim 1/r^6. Em forma mais completa, a constante depende das polarizabilidades \alpha_1,\alpha_2 e das energias de excitação/ionização das espécies; mas para a prova, saber que é proporcional a \alpha_1\alpha_2 (e decai como 1/r^6) já é suficiente.
Termo “van der Waals”: na prática, “forças de van der Waals” muitas vezes refere-se coletivamente a três contribuições:
  • Keesom: dipolo permanente–dipolo permanente (média térmica);
  • Debye: dipolo permanente–dipolo induzido;
  • London: dispersão (dipolo instantâneo–dipolo instantâneo).
    Além disso, quando modelamos potencial entre moléculas, costumamos incluir uma parte repulsiva de curto alcance (devida ao princípio de exclusão de Pauli) e uma atração long-range; um modelo simples é o potencial de Lennard–Jones:
V(r)=4\varepsilon\left[\left(\dfrac{\sigma}{r}\right)^{12}-\left(\dfrac{\sigma}{r}\right)^{6}\right],
onde \varepsilon define a profundidade do poço (força) e \sigma é uma medida de tamanho (distância na qual o potencial é zero). O termo (\sigma/r)^{6} representa a atração tipo van der Waals (principalmente dispersão) e o (\sigma/r)^{12} é uma forma empírica da repulsão curta.
Força típica (ordens de grandeza): dispersão pode ser fraca para átomos pequenos ( <1 kJ/mol) e ficar grande para moléculas grandes ou pesadas (vários kJ/mol ou mais). É a única interação que mantém líquidos e sólidos de gases nobres (ex.: líquido de Xe).

Passo 6

Definição e ideia física: é uma interação específica e relativamente forte entre um átomo de hidrogênio ligado covalentemente a um átomo muito eletronegativo ( X = N, O ou F) e um par de elétrons não ligado (lone pair) em outro átomo eletronegativo Y. Esquema: X\!-\!H\cdots Y.
Características-chave:
  • Direcionalidade: a interação é mais forte quando X\!-\!H\cdots Y é quase linear; por isso ligações de hidrogênio impõem orientação e ordem estrutural (importante em estruturas como DNA e proteínas).
  • Força: tipicamente entre aproximadamente 10 e 40\\ \mathrm{kJ\cdot mol^{-1}} (pode variar; ligações de hidrogênio “fortes” chegam perto de 40 kJ/mol, as “fracas” ficam em torno de 10 kJ/mol).
  • Natureza: tem componente eletrostático (atração entre polos), componente de indução e também caráter parcial covalente (alguma sobreposição eletrônica), por isso é bem mais forte que uma interação van der Waals comum.
    Exemplos clássicos: água ( \mathrm{O-H\cdots O}) — explica elevado ponto de ebulição e tensão superficial; ligação entre pares de bases no DNA ( \mathrm{A-T} tem duas ligações de hidrogênio, \mathrm{G-C} tem três).

Passo 7

  • Ordem qualitativa típica de intensidade (geral, depende do caso): ligação de hidrogênio > dipolo–dipolo (quando forte) > dipolo–induzido \sim dispersão (mas dispersão cresce muito com tamanho/polarizabilidade).
  • Distância/decay: muitas interações eletrostáticas (modes médios) caem rápido; para os três tipos de atração que citamos (Keesom, Debye, London) a dependência efetiva é \sim 1/r^6 após média térmica. A ligação de hidrogênio tem componente de curto alcance e é muito direcional — identificar linearidade ajuda a reconhecer no enunciado.
  • Como reconhecer em exercícios: procure por presença de átomos N,O,F ligados a H (provável ligação de hidrogênio); procure por moléculas polares (momento \mu\neq0) para dipolo–dipolo; moléculas apolares grandes sugerem dispersão dominante; mistura polar + apolar sugere dipolo–induzido.

Passo 8

  • H _2 (g) condensando em líquido: principal força é dispersão de London.
  • HCl (g) em HCl (l): dipolo–dipolo entre moléculas polares HCl.
  • O _2 dissolvido em água: interação importante é dipolo–induzido (água polar induz dipolo em O _2).
  • Água líquida: fortes ligações de hidrogênio entre moléculas de H _2O, além de contribuições de dipolo–dipolo e dispersão.

Passo 9

  • Dipolo–dipolo: atração entre dipolos permanentes; orientação importa; escala fixa \sim 1/r^3 orientada, média térmica \sim 1/r^6. Propriedades: moderada, entre polares.
  • Dipolo–dipolo induzido (Debye): dipolo permanente polariza uma molécula apolar (uso da polarizabilidade \alpha); energia \propto -\mu^{2}\alpha/r^{6}.
  • Van der Waals: termo amplo que inclui Keesom (dipolo–dipolo), Debye (dipolo–induzido) e London (dispersão); modelado por potenciais como Lennard–Jones.
  • Ligação de hidrogênio: interação específica X\!-\!H\cdots Y ( X,Y\in\{N,O,F\} ), direcional e relativamente forte ( \sim 10\!-\!40\\ \mathrm{kJ\cdot mol^{-1}}), com componente parcial covalente.

Resposta

Dipolo–dipolo: interação eletrostática entre moléculas com momento dipolar permanente \mu; para orientações fixas a energia varia aproximadamente como \propto \dfrac{\mu_1\mu_2}{r^3}, mas após média térmica o efeito prático (Keesom) decai como \sim 1/r^6; importante em substâncias polares.
Dipolo–dipolo induzido (Debye): interação onde um dipolo permanente polariza (induz) um dipolo em uma molécula não polarizável; a energia é proporcional à polarizabilidade \alpha da molécula induzida e ao quadrado do dipolo permanente, qualitativamente \displaystyle E\propto -\dfrac{\mu^{2}\alpha}{r^{6}}.
Van der Waals: nome genérico para as forças intermoleculares fracas que incluem Keesom (dipolo–dipolo), Debye (dipolo–induzido) e London (dispersão instantânea); em conjunto produzem atração com dependência efetiva \sim 1/r^6 e são modeladas empiricamente por potenciais como o Lennard–Jones \displaystyle V(r)=4\varepsilon\left[\left(\dfrac{\sigma}{r}\right)^{12}-\left(\dfrac{\sigma}{r}\right)^{6}\right].
Ligação de hidrogênio: interação específica e direcional X\!-\!H\cdots Y (com X,Y altamente eletronegativos — tipicamente N, O ou F) em que o H ligado covalentemente a X interage fortemente com um par de elétrons em Y; é mais forte que as forças van der Waals comuns (típicos 10\!-\!40\\ \mathrm{kJ\cdot mol^{-1}}) e confere propriedades macroscópicas marcantes (ex.: alto ponto de ebulição da água).

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