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.
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
. Um exemplo simples: água, onde a distribuição de cargas não é simétrica, então existe . - Polarizabilidade: denotada por
. 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 grande; H tem pequena. - Energia potencial entre moléculas: geralmente negativa (atração) e depende da distância
entre elas; diferentes mecanismos têm dependência em potências diferentes de . 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 (
e
) 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:
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
. Aqui é o momento de dipolo da i-ésima molécula e 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
. Então, em muitos contextos práticos escrevemos que dipolo–dipolo “média” varia como .
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 () alinhadas.
Passo 4
Definição e ideia física: uma molécula polar com momento
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 , onde
é a polarizabilidade da molécula induzida. Observe que também cai rápido com
(como
).
Como reconhecer: mistura de molécula polar com apolar (ex.: HCl dissolvendo 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 — moléculas grandes e facilmente polarizáveis aumentam essa interação.
Dependência e fatores: a energia é proporcional ao quadrado do dipolo permanente e à polarizabilidade do outro participante: de forma qualitativa
Como reconhecer: mistura de molécula polar com apolar (ex.: HCl dissolvendo
Força típica: geralmente comparável a dipolo–dipolo para casos moderados, mas depende muito de
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 como
. Em forma mais completa, a constante depende das polarizabilidades
e das energias de excitação/ionização das espécies; mas para a prova, saber que é proporcional a
(e decai como
) já é suficiente.
Termo “van der Waals”: na prática, “forças de van der Waals” muitas vezes refere-se coletivamente a três contribuições:
Dependência e fórmula qualitativa: a energia de dispersão varia também com
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:
onde
define a profundidade do poço (força) e
é uma medida de tamanho (distância na qual o potencial é zero). O termo
representa a atração tipo van der Waals (principalmente dispersão) e o
é uma forma empírica da repulsão curta.
Força típica (ordens de grandeza): dispersão pode ser fraca para átomos pequenos ( 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).
Força típica (ordens de grandeza): dispersão pode ser fraca para átomos pequenos (
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 (
= N, O ou F) e um par de elétrons não ligado (lone pair) em outro átomo eletronegativo
. Esquema:
.
Características-chave:
Características-chave:
- Direcionalidade: a interação é mais forte quando
é quase linear; por isso ligações de hidrogênio impõem orientação e ordem estrutural (importante em estruturas como DNA e proteínas). - Força: tipicamente entre aproximadamente
e (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 () — explica elevado ponto de ebulição e tensão superficial; ligação entre pares de bases no DNA ( tem duas ligações de hidrogênio, tem três).
Passo 7
- Ordem qualitativa típica de intensidade (geral, depende do caso): ligação de hidrogênio
dipolo–dipolo (quando forte) dipolo–induzido 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
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
ligados a (provável ligação de hidrogênio); procure por moléculas polares (momento ) para dipolo–dipolo; moléculas apolares grandes sugerem dispersão dominante; mistura polar + apolar sugere dipolo–induzido.
Passo 8
- H
(g) condensando em líquido: principal força é dispersão de London. - HCl (g) em HCl (l): dipolo–dipolo entre moléculas polares HCl.
- O
dissolvido em água: interação importante é dipolo–induzido (água polar induz dipolo em O ). - Água líquida: fortes ligações de hidrogênio entre moléculas de H
O, além de contribuições de dipolo–dipolo e dispersão.
Passo 9
- Dipolo–dipolo: atração entre dipolos permanentes; orientação importa; escala fixa
orientada, média térmica . Propriedades: moderada, entre polares. - Dipolo–dipolo induzido (Debye): dipolo permanente polariza uma molécula apolar (uso da polarizabilidade
); energia . - 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
( ), direcional e relativamente forte ( ), com componente parcial covalente.
Resposta
Dipolo–dipolo: interação eletrostática entre moléculas com momento dipolar permanente
; para orientações fixas a energia varia aproximadamente como
, mas após média térmica o efeito prático (Keesom) decai como
; 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
da molécula induzida e ao quadrado do dipolo permanente, qualitativamente
.
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
e são modeladas empiricamente por potenciais como o Lennard–Jones
.
Ligação de hidrogênio: interação específica e direcional
(com
altamente eletronegativos — tipicamente N, O ou F) em que o H ligado covalentemente a
interage fortemente com um par de elétrons em
; é mais forte que as forças van der Waals comuns (típicos
) e confere propriedades macroscópicas marcantes (ex.: alto ponto de ebulição da água).