UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO

ESCOLA DE ENGENHARIA DE LORENA

INTERAÇÕES INTER E

INTRA MOLECULARES

ELISA MELLADO MATHEUS

GIOVANI OLIVEIRA CARVALHO

ISABELA ARTUSO LINS

LETÍCIA ADACHI DA SILVA

LUCAS VILANOVA VELOSO

PAULA GENTIL LOPES

LORENA

2018

ELISA MELLADO MATHEUS

GIOVANI OLIVEIRA CARVALHO

ISABELA ARTUSO LINS

LETÍCIA ADACHI DA SILVA

LUCAS VILANOVA VELOSO

PAULA GENTIL LOPES

INTERAÇÕES INTER E INTRA MOLECULARES

Trabalho apresentado como requisito

complementar à disciplina de Fenômenos de

Superfície, lecionada na Escola de Engenharia

de Lorena - USP aos alunos de graduação.

LORENA

2018

Lista de Figuras

Figura 1- Tabela de Eletronegatividade dos Elementos .......................................................................... 6

Figura 2 - Ligação Covalente Apolar do Cl2 ............................................................................................. 6

Figura 3 – Ligação covalente polar do H - Cl , sendo sigma a carga parcial. ........................................... 7

Figura 4 - Exemplo de uma ligação de van der waals. ............................................................................ 8

Figura 5- Interações envolvendo íons de sódio e cloreto com água ....................................................... 9

Figura 6 - Interação entre cátion e água ................................................................................................. 9

Figura 7 - Interação entre ânion e água ................................................................................................ 10

Figura 8 - Orientações possíveis para moléculas polares ..................................................................... 11

Figura 9 - Representação dos momentos dipolos e ângulos que regem a equação de dipolo-dipolo. 11

Figura 10 - Ligação de hidrogênio. ........................................................................................................ 12

Figura 11 – folha beta pregueada ......................................................................................................... 14

Figura 12 - hélice alfa ............................................................................................................................ 14

Figura 13 - estrutura terciária ............................................................................................................... 15

Figura 14 - estruturas tridimensionais da proteína ............................................................................... 15

Figura 15 - desnaturação de proteínas ................................................................................................. 16

Figura 16 - interações entre bases nitrogenadas .................................................................................. 17

Figura 17 - empilhamento de um segmento de DNA ............................................................................ 17

Figura 18 – Estrutura molecular da Azorrubina, responsável por conferir cor amarela aos alimentos.

Fonte: FELTRE (2005). ........................................................................................................................... 21

Sumário

1. INTRODUÇÃO .............................................................................................................................. 5

1.1. Interações Intermoleculares ................................................................................................ 5

1.2. Polaridade .............................................................................................................................. 5

2. INTERAÇÕES DE VAN DER WAALS ...................................................................................... 7

3. INTERAÇÃO ÍON-DIPOLO ......................................................................................................... 9

4. INTERAÇÃO DIPOLO-DIPOLO ............................................................................................... 10

5. INTERAÇÃO DE HIDROGÊNIO .............................................................................................. 11

6. INTERAÇÕES ESTABILIZADORAS EM MACROMOLÉCULAS ....................................... 13

6.1. Proteínas .............................................................................................................................. 13

6.2. DNA ...................................................................................................................................... 16

7. APLICAÇÕES ............................................................................................................................. 18

7.1. Ciência Forense .................................................................................................................. 18

7.2. Ciências Biológicas ............................................................................................................ 18

7.3. Detergente ........................................................................................................................... 19

7.4. Silicose ................................................................................................................................. 19

7.5. Corantes em indústrias têxteis e alimentícias ................................................................ 20

7.6. Materiais Adesivos ............................................................................................................. 21

7.7. Hidrocarbonetos ................................................................................................................. 21

8. REFERÊNCIAS .......................................................................................................................... 22

5

1. INTRODUÇÃO

1.1. Interações Intermoleculares

As forças intermoleculares são forças que mantém as moléculas unidas umas com as

outras. Esse modelo foi proposto em 1873 pelo químico e físico holandês Diderik Van Der

Waals. De acordo com Van Der Waals, essas interações diferentes exercem grande influência

nos pontos de ebulição (PE) e fusão (PF) das substâncias e são constantemente observadas

em substâncias nos estados sólido e líquido. No estado gasoso as moléculas estão em

movimento constante e caótico e a força de atração entre elas é muito fraca, por isso não nos

referimos a esse estado quando tratamos de interações intermoleculares. À exceção dos

plasmas, toda a matéria é composta de átomos combinados em moléculas.

Uma vez que estas forças intermoleculares se originam do contato não reativo entre

duas moléculas, é natural pensarmos que as forças intermoleculares tenham um

comportamento que varie com o inverso da distância de separação entre as moléculas

interagentes, isto é, as interações serão mais fortes para pequenas distâncias de separação

entre as moléculas. Tal fato faz com que as interações intermoleculares possam ser

agrupadas em interações de curto alcance (aquelas que atuam a pequenas distâncias de

separação intermolecular) e interações de longo alcance, que atuam a grandes distâncias de

separação intermolecular (VAN WILEN; SONNTAG, 2004).

O termo ligação intermolecular também é seguidamente usado, mas não é adequado

pois as forças envolvidas não são da mesma intensidade que aquelas que produzem as

ligações químicas, que são forças intramoleculares. As atrações intermoleculares são

atrações entre uma molécula e uma molécula vizinha. Estas duas palavras são tão

confusamente similares que é mais seguro utilizar os termos seguintes: "ligações" para as

forças intramoleculares e “interações” para as forças intermoleculares.

1.2. Polaridade

Para se entender o conceito de polaridade (tanto a polaridade da molécula como um

todo, quanto das ligações especificamente), primeiramente é necessário se aprofundar no que

tange a eletronegatividade.

Quando um átomo atrai um par eletrônico para si com mais intensidade do que outro,

pode-se dizer que esse primeiro átomo é mais eletronegativo que o segundo.

Eletronegatividade é basicamente a tendência de um átomo em atrair elétrons compartilhados

com outro átomo. Quanto maior a tendência em atrair, maior sua eletronegatividade. Na tabela

6

periódica podemos observar um aumento considerável da eletronegatividade conforme se

desloca o elemento para cima e para a direita.

Figura 1- Tabela de Eletronegatividade dos Elementos

Ligações de átomos iguais configuram uma ligação apolar, pois não há um átomo mais

eletronegativo que o outro, ambos possuem a mesma afinidade. Um exemplo comum é o Cl2.

Figura 2 - Ligação Covalente Apolar do Cl2

Um exemplo muito comum seria a ligação de, sendo o cloro o átomo mais

eletronegativo que o hidrogênio (figura 1), puxando os elétrons para si tornando o átomo de

hidrogênio deficiente em elétrons. Essa diferença dá ao hidrogênio uma carga parcial positiva

e o cloro uma negativa, denominamos

esse molécula com dipolo ou que possui momento de dipolo (ESALQ, 2018).

7

Figura 3 – Ligação covalente polar do H - Cl , sendo sigma a carga parcial.

Assim, de modo geral, podemos caracterizar as ligações em 3 tipos:

1. “As ligações entre átomos com valores de eletronegatividade próximos são

ligações covalentes apolares” (ESALQ, 2018).

2. “Ligações entre átomos cujos valores de eletronegatividade diferem menos de

duas unidades são ligações covalentes polares” (ESALQ, 2018).

3. “Ligações entre átomos cujos valores diferem de duas ou mais unidades são

iônicas” (ESALQ, 2018).

2. INTERAÇÕES DE VAN DER WAALS

As interações do tipo Van der Waals, ou ligações dipolo instantâneo dipolo induzido, são

forças responsáveis por gerar retículos cristalinos entre moléculas apolares, átomos neutros,

gases nobres. Por não possuírem pólos muito fortes esse tipo de interação intermolecular é

considerada a mais fraca entre as demais, ou seja com menor energia de ligação. Esse tipo

de ligação também é formada nos líquidos e sólidos, entretanto, em função de sua fragilidade,

ela pode ser desconsiderada na presença de outros tipos de interação.

As ligações intermoleculares de moléculas polares são mais fortes que as

ligações de Van der Waals, podemos tomar o HCl e H2S como exemplo, que não formam

ligações de hidrogênio. Da mesma forma as ligações intermoleculares entre moléculas polar

e uma outra apolar também é mais forte, visto que a molécula polar induzirá polaridade na

molécula apolar (CALLISTER, 2000).

Uma enorme quantidade de propriedades e fenômenos físicos são explicado

com base na teoria de Van der Waals. Fenômenos de superfície, determinação da estrutura

e de propriedades de polímeros naturais e biológicos, determinação dos arranjos finais de

grupos de átomos nos sólidos são alguns dos exemplos que só foram possíveis serem

compreendidos a partir dos estudos feitos pelo físico holandês. As aplicações desse

conhecimento impactam as mais diversas áreas da tecnologia como produção de fármacos,

8

componentes nanométricos, circuitos elétricos, peças automobilísticas entre outros. Um outro

fato que pode ser explicado pela teoria de Van der Waals é o por que os gases reais se

afastam da lei dos gases perfeitos, e porque os gases inertes são capazes de se condensar

a uma determinada temperatura baixa.

Essas interações intermoleculares tem origem com o encurtamento do espaço

entre moléculas apolares, que geram uma assimetria em suas nuvens eletrônicas, formando

um dipolo que polariza as demais moléculas. Essa repulsão faz com que os elétrons se

movimentem, e assim, acumulem em determinada região da molécula formando um polo

negativo e a região oposta será o polo positivo, devido a sua carência de elétrons.

Diferentemente das ligações de hidrogênio que são direcionais, os dipolos formados pelas

ligações de Van der Waals são considerados flutuantes.

A partir desse dipolo criado, há uma orientação das duas moléculas no espaço,

fazendo com que a região com maior quantidade de elétrons de uma molécula fique voltada

para a região positiva da outra. Esse fenômeno prossegue de modo que cada molécula apolar,

na qual se formou um dipolo, induz outras moléculas a também formar dipolos, criando-se

assim uma pequena força de atração elétrica que sustenta os chamados cristais moleculares.

Figura 4 - Exemplo de uma ligação de van der waals.

9

3. INTERAÇÃO ÍON-DIPOLO

A interação íon-dipolo ocorre devida à atração eletrostática entre os íons positivos

(cátions) e a parte negativa da molécula do solvente e entre os íons negativos e a parte

positivas da molécula do solvente conforme ilustrado abaixo, para interações envolvendo os

íons sódio e cloreto com moléculas de água:

Figura 5- Interações envolvendo íons de sódio e cloreto com água

Quando o solvente utilizado é a água, diz-se que o íon está hidratado e, quando o

solvente é diferente diz-se que o íon está solvatado (BARBOSA,2004).

Quando estamos analisando a interação em relação a um cátion, vemos que a carga

parcial negativa do átomo de oxigênio da água irá se aproximar do cátion devido a sua carga

positiva, o primeiro conjunto de moléculas de água é denominada de primeira esfera de

hidratação (MEGAQUÍMICA, 2016).

Figura 6 - Interação entre cátion e água

Já quando temos a situação inversa (analisamos o ânion), os átomos de hidrogênios

com carga parcial positiva são atraídos para a carga negativa do ânion. Em relação ao ânion

também podemos notar que existe uma esfera de hidratação, representada pelo círculo

vermelho mais claro ao redor da primeira fileira de moléculas de água ao redor do ânion

(MEGAQUÍMICA, 2016).

10

Figura 7 - Interação entre ânion e água

A equação que rege essa interação é dada por:

Onde Z é a carga do íon, 𝝁 momento de dipolo, 𝙧 a distância entre os dipolos e 𝛆o a

permissividade elétrica no vácuo. Geralmente a energia dessa interação fica na ordem de

aproximadamente 15 kJ/mol, essa interação é uma das mais forte, pois temos a presença de

uma carga real (MEGAQUÍMICA, 2016).

4. INTERAÇÃO DIPOLO-DIPOLO

Diversas moléculas apresentam dipolos permanentes, ou seja, são constituídas de

átomos diferentes e na maioria das vezes os elétrons não são igualmente divididos entre eles

devido a diferença de eletronegatividade. Na fase condensada, essas moléculas interagem

entre si, como resultado da atração de extremidade positiva de uma molécula pela

extremidade negativa de outra (BARBOSA,2004). Essa interação pode ocorrer de duas

formas:

11

Figura 8 - Orientações possíveis para moléculas polares

A energia envolvida na interação dipolo-dipolo pode ser expressa pela equação:

Figura 9 - Representação dos momentos dipolos e ângulos que regem a equação de dipolo-dipolo.

Onde 𝘌 é o potencial, 𝛍 o momento dipolo das moléculas (a e b), 𝜀 constante dielétrica

do meio, 𝚹 orientação entre os dois dipolos e 𝙧 a distância entre os dipolos. Por essa equação

é possível notar que quanto mais polares forem as moléculas (maiores valores de momento

dipolo), mais forte será a interação entre elas. Também é possível notar que a interação

diminui sensivelmente com a distância entre as moléculas (BARBOSA,2004).

5. INTERAÇÃO DE HIDROGÊNIO

Ligação de hidrogênio é uma das forças intermoleculares mais fortes existentes que

surge, sempre, da interação entre um átomo de hidrogênio e um dos três elementos químicos

a seguir: flúor, oxigênio ou nitrogênio. Esta ligação acontece entre dipolos permanentes das

moléculas, onde o hidrogênio é o pólo permanente positivo e os três outros elementos citados

anteriormente, por serem muito eletronegativos, constituem os pólos negativos. Ela está

representada na figura a seguir:

12

Figura 10 - Ligação de hidrogênio.

Podem existir duas formas de interações, intramoleculares ou intermoleculares.

As intramoleculares ocorrem apenas entre os átomos de uma mesma molécula que estão

polarizados negativamente e positivamente. Já as intermoleculares ocorrem entre átomos de

diferentes moléculas.

Essas ligações têm grande importância principalmente na biologia, em moléculas

como DNA, proteínas, celulose, dentre outras. Os hidrogênios das moléculas interagem com

nitrogênio ou oxigênio presentes, formando ligações de hidrogênios em cadeias paralelas,

isso faz com que as moléculas adquiram formas características que atribuem funções distintas

a cada uma e confere o bom funcionamento delas dentro do corpo.

Além disso, a atuação da ligação de hidrogênio pode ser vista quando analisamos a

molécula de água, sua estrutura possui tanto interações de hidrogênio intermoleculares

quanto intramoleculares. Surgindo, então, uma quantidade de interação muito grande nas

moléculas de água entre si e, por isso, a água adquire uma propriedade chamada de tensão

superficial, que consiste na formação de uma película fina em sua superfície, sendo ela tão

intensa que alguns insetos conseguem andar sobre ela.

Essas ligações alteram diversas propriedades moleculares, dentre elas está o ponto

de ebulição e fusão, por exemplo. Como elas são mais fortes que as demais interações,

ocasionam o aumento da temperatura do ponto de ebulição, pois quanto maior a força de

interação molecular maior a dificuldade de quebra dessas ligações e, portanto, maior a

dificuldade da molécula em sofrer uma mudança de estado físico.

13

6. INTERAÇÕES ESTABILIZADORAS EM MACROMOLÉCULAS

Macromoléculas são estruturas imensas, possuindo ou não unidades repetitivas, que

são ligadas por ligações covalentes e possuem elevada massa molecular. A junção das

pequenas unidades repetitivas, chamadas monômeros, origina um polímero, que por sua vez,

constitui um vasto grupo de moléculas que pode ser dividido em dois outros grandes

subgrupos: os polímeros sintéticos, que não existem naturalmente na natureza, e os

biopolímeros, que são sintetizados pelos organismos. (BRUICE, 2006)

Essas macromoléculas possuem muitos sítios potenciais para ligações não

covalentes, como as previamente mencionadas nesse trabalho. São exemplo dessas

interações as ligações de hidrogênio, as interações iónicas, as interações hidrofóbicas, e as

interações de Van Der Waals. Essas são forças que, isoladas, possuem pequena intensidade.

No entanto, seus efeitos cumulativos são tão grandes que são responsáveis por estabilizar as

estruturas tridimensionais dessas macromoléculas. (NELSON; COX, 2014)

As principais interações intermoleculares que estão presentes na estabilização das

macromoléculas além das previamente explicadas são as interações hidrofóbicas e as pontes

de enxofre, ou ligações dissulfeto. Interações hidrofóbicas são nada mais que a interação

entre dois ou mais grupos apolares que se aproximam em detrimento a interações

intermoleculares hidrofílicas, ou seja, entre grupos polares, que estão ocorrendo no mesmo

meio. Já as ligações dissulfeto são ligações S-S que se originam da aproximação de

grupamentos tiol (-SH). Por se tratar de uma ligação covalente, essa última é

aproximadamente dez vezes mais forte que as demais interações. (SOUZA, 2018)

Veremos agora, alguns exemplos de macromoléculas e suas estruturas

tridimensionais para entendermos como essas interações estabilizam sua forma estrutural.

6.1. Proteínas

“No contexto da estrutura de proteínas, o termo estabilidade pode ser definido como a

tendência em manter a conformação nativa” (NELSON; COX, 2014), ou seja a conformação

funcional da proteína.

A estrutura de uma proteína é comumente definida em quatro níveis de complexidade:

1. Estrutura primária;

2. Estrutura secundária;

3. Estrutura terciária;

4. Estrutura quaternária.

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A estrutura primária da proteína é a sequência de aminoácidos que a compõe, e pode

ser determinada a partir da redução de todas as ligações dissulfeto e posterior análise do

número e tipo de aminoácidos presentes. (BRUICE, 2006)

Já a estrutura secundária, descreve a conformação do tipo de esqueleto apresentado

em diferentes segmentos ao longo da cadeia proteica, podendo ser do tipo hélice α ou folha

β pregueada. Os fatores que determinam qual estrutura secundária determinado segmento

apresentará é a polaridade da região, a quantidade de grupos peptídicos que participam de

ligações de hidrogênio, e a presença ou não de impedimento

estérico no seguimento, pois, todos esses são fatores que limitam

ou favorecem as possíveis conformações. Na conformação do tipo

hélice α, o esqueleto da cadeia peptídica enrola-se em torno do eixo

longitudinal da molécula garantindo sua estabilidade pela ligação de

hidrogênio que ocorre entre cada hidrogênio ligado a um nitrogênio

de amida e um oxigênio carbonílico de um aminoácido quatro

resíduos adiante, conforme a figura 11. Na conformação folha β

pregueada, a cadeia se

arranja em ziguezagues que se

assemelham a uma série de

pregas e que também são

estabilizas pela ligação de hidrogênio, no entanto, a

ligação de hidrogênio ocorre entre cadeias vizinhas, ou

entre diferentes seguimentos paralelos de uma mesma

cadeias, como mostrado na figura 12. (BRUICE, 2006)

O arranjo tridimensional de todos os átomos de uma

cadeia peptídica forma a estrutura tridimensional da

proteína. Cada interação intermolecular que ocorre na proteína confere maior estabilização

da molécula, e por isso, as proteínas tendem a maximizar as dobras que fazem em sua própria

estrutura, para aumentar a as interações estabilizantes. As interações intermoleculares que

ocorrem na estrutura terciária de uma proteína podem ser de diferentes tipos e entre diferentes

grupos, ou seja, ocorrem interações do tipo hidrofóbicas, eletrostáticas, ligações de hidrogênio

e ligações dissulfeto, podendo ser estas entre grupos peptídicos, entre grupos de cadeia

lateral, ou entre diferentes peptídicos. (BRUICE, 2006)

Figura 12 - hélice alfa

Figura 11 – folha beta pregueada

15

Figura 13 - estrutura terciária

Por fim, a estrutura quaternária de uma proteína define como cada subunidade de uma

cadeia peptídica está ordenada no espaço. (BRUICE, 2006)

Figura 14 - estruturas tridimensionais da proteína

A desnaturação de proteínas, causada por fatores como mudança brusca de pH,

presença de detergentes e outros solventes, e temperatura muito elevada, é um processo no

qual a proteína perde sua função. Esse fenômeno está diretamente ligado com as interações

intermoleculares presentes nessas macromoléculas pois a desnaturação é exatamente a

16

destruição da estrutura tridimensional específica da proteína. Ou seja, desnaturação de

proteínas é a quebra das ligações e interações responsáveis pela estabilização da

conformação molecular proteica. (BRUICE, 2006)

Figura 15 - desnaturação de proteínas

6.2. DNA

O DNA das células, outro tipo de macromolécula biopolimérica, é composto por duas

cadeias de ácidos nucleicos, ou seja, duas cadeias cujos esqueletos de cada uma são

formados por açúcares, grupos fosfatos e bases nitrogenadas. O que prende uma cadeia na

outra são as ligações de hidrogênio que existem entre as bases nitrogenadas de uma cadeia

com as bases nitrogenadas da outra cadeia. Estudos realizados por Erwin Chargaff

comprovam que as bases nitrogenadas do DNA sempre se combinam de uma forma

específica. A adenina se emparelha com a timina, e a guanina se emparelha com a citosina

obrigatoriamente. Esse emparelhamento específico é ditado pela interação intermolecular que

existe entre as bases, a ligação de hidrogênio. A adenina forma duas ligações de hidrogênio

ao se emparelhar com a timina, no entanto faria apenas uma ligação se fosse se emparelhar

com a citosina. Já a guanina forma três ligações de hidrogênio com a citosina, e formaria

somente uma se fosse se emparelhar com a timina. Dessa maneira, elas se emparelham da

forma que há mais interações moleculares entre elas, conferindo maior estabilidade à

estrutura. (BRUICE, 2006)

17

Figura 16 - interações entre bases nitrogenadas

As cadeias de DNA não são lineares, elas formam uma hélice em torno de um eixo,

que contem em seu interior as bases pareadas em um único plano e paralelas uma em relação

a outra. Essa estrutura é conhecida como dupla hélice. (BRUICE, 2006)

Não são apenas as ligações de hidrogênio que unem as cadeias da dupla hélice,

existem também as interações de Van der Waals conhecidas como interações de

empilhamento. Essas interações são responsáveis por conferir maior estabilidade à dupla

hélice do DNA e acontecem entre os dipolos mutuamente induzidos, dos pares de bases

adjacentes que giram levemente com relação ao próximo par de bases que está empilhados

um em cima do outro. (BRUICE, 2006)

Figura 17 - empilhamento de um segmento de DNA

18

7. APLICAÇÕES

Podemos perceber que há uma grande aplicabilidade das interações moleculares, que

envolvem desde a área de Engenharia Química, Biologia, Física e até a área de química

forense, devido as diversas possibilidades de interações que podem acontecer entre elas.

7.1. Ciência Forense

A ciência forense é uma área que envolve física, biologia, química, matemática e várias

outras ciências, para dar auxílio às investigações relativas à justiça civil e criminal. A

dermatolifia é o nome dado ao estudo dos “desenhos” existentes nas extremidades dos dedos,

na palma da mão, na sola e nos dedos dos pés. No entanto iremos focar no estudo da

datiloscopia, que se refere as digitais presentes na ponta dos dedos. Os profissionais em

datiloscopia são chamados de papiloscopistas, os quais têm a responsabilidade de realizar

os trabalhos de pesquisa nos arquivos datiloscópicos e comparar com as impressões digitais

em questão (CHEMELLO, 2006).

Para determinar a identidade de um indivíduo, utilizam-se diversos métodos químicos

que procuram relacionar o composto usado com as substâncias presentes nas digitais dos

seres humanos. Um exemplo de método relacionado com o trabalho apresentado é a “Técnica

do Pó”. Sendo a mais utilizada entre os peritos, a técnica do pó é usada quando as digitais

localizam-se em superfícies que possibilitam o decalque da impressão, ou seja, superfícies

lisas, não rugosas e não adsorventes. A técnica está baseada nas características físicas e

químicas do pó, do tipo de instrumento aplicador e principalmente, no cuidado e habilidade de

quem executa a atividade. Além dos pincéis, também pode ser utilizado spray de aerossol ou

através de um aparato eletrostático. Quando a impressão digital é recente, a água é o principal

composto no qual as partículas de pó aderem. À medida que o tempo passa, os compostos

oleosos, gordurosos ou sebáceos são os mais importantes. Esta interação entre os compostos

da impressão e o pó é de caráter elétrico, tipicamente forças de van der Waals e ligações de

hidrogênio (CHEMELLO, 2006).

7.2. Ciências Biológicas

Durante muito tempo houve várias pesquisas e suposições para o fato de lagartixas

conseguirem subir em superfícies com baixas rugosidades. Uma das muitas explicações foi

que ela possuíam miniventosas em suas patas, porém essa hipótese foi descartada após um

experimento em que se vazia vácuo durante o deslocamento das lagartixas em uma parede

e, mesmo assim, ela não perdia a sua capacidade de adesão à parede. Graças ao avanço

das técnicas de microscopia em escala manométrica, descobriu-se que as lagartixas

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possuíam em suas patas uma quantidade muito grande de fios muito pequenos. Como a

superfície desses fios é de substâncias apolares, a soma das forças de baixo poder de atração

contidas na enorme área superficial dos pelinhos de suas patas é suficiente para suportar o

peso da lagartixa e aderi-la à qualquer superfície, seja lisa ou rugosa. Entretanto, as forças

de baixo poder não são tão intensas o suficiente para mantê-la grudada na parede, permitindo

que a força de seus músculos puxe a pata e a grude novamente mais adiante (BERNARDES,

2018).

As moléculas de DNA, RNA e proteínas são mantidos em suas estruturas

tridimensionais através de interações intra e intermoleculares. Uma vez que a estrutura

tridimensional molecular é responsável pela atividade biológica específica destas moléculas,

percebe-se então a importância do entendimento de tais interações. Todos processos

orgânicos vitais estão relacionados com o reconhecimento molecular específico inter e

intramolecular (BERNARDES, 2018).

7.3. Detergente

Detergentes são substâncias que desempenham a função de remover impurezas de

superfícies sólidas por meios químicos. Detergência é o conjunto de teoria e prática dessa

ação. Espera-se que os detergentes sejam capazes de remover a sujeira de uma superfície

deslocando-a para o interior de um líquido (água), de solubilizar ou dispersar a sujeira para

impedir que ela volte a se depositar sobre a superfície sólida limpa e que sejam constituídos

de moléculas grandes dotadas de uma parte polar e de outra apolar. O grupo polar da

molécula dos detergentes interage com a água, enquanto a camada apolar da molécula do

detergente interage com a sujeira.

Ele pode agir sobre diferentes tipos de sujeira em uma superfície sólida: partículas de

pó, fuligem, óleo ou gorduras pouco polares ou apolares. As moléculas de detergente são

polares numa extremidade e apolares na outra. A parte polar é hidrófila e interage com a água.

A parte apolar é hidrófoba e deposita-se na superfície sólida em torno da sujeira. A sujeira é

mantida dispersa no meio da água e a superfície sólida é coberta por moléculas do detergente,

o que impede que a sujeira volte a se depositar sobre a superfície limpa (BERNARDES, 2018).

7.4. Silicose

Na área da indústria da cerâmica, vidros e aço, seus operários estão sujeitos a inalar

constantemente poeiras e resíduos dessas indústrias, podendo causar danos no organismo,

principalmente no pulmão, conhecida por pneumoconioses. Há dois tipos principais de

pneumoconioses: as não colágenas e as colágenas. As pneumoconioses não colágenas são

20

provocadas por poeiras de matérias não fibrosos, no entanto, os danos causados ao

organismo podem ser revertidos. As pneumoconioses colágenas são provocadas por poeiras

de materiais fibrosos como as de sílica(silicose) e de asbesto(asbestose) e causam danos

irreversíveis, como a destruição da estrutura alveolar, endurecimento das fibras colágenas do

estroma pulmonar e cicatrização permanente do pulmão (BERNARDES, 2018).

No caso da silicose, há muitas teorias para explicar como a sílica causa estes danos

no tecido pulmonar, a teoria mais aceita é que o pulmão contém células chamadas de

macrófagos, cuja função é capturar e digerir bactérias e partículas de poeira, por exemplo.

Esse macrófagos localizam, englobam e destroem esses corpos estranhos por ação

lisossômica, denominado também por fagocitose (BERNARDES, 2018).

A sílica, na sua forma cristalina, teria um efeito tóxico sobre os macrófagos, que se

auto digerem após terem fagocitado partículas de poeira dessa substância. A quebra dos

macrófagos pelo quartzo ocorreria em função da formação de pontes de hidrogênio entre os

grupos SiOH formados pela dissolução da sílica e átomos de oxigênio e nitrogênio que

compõem a estrutura lipoprotéica da membrana celular. A formação de pontes de hidrogênio

produz alteração dessa membrana, modificando sua permeabilidade. Essas alterações são

iniciadas quando as partículas de quartzo entram em contato com a membrana celular externa

do macrófago. E quando a partícula é englobada pelo macrófago, as alterações da membrana

interna provocam a liberação de enzimas que se espalham pelo citoplasma celular, levando à

auto digestão do macrófago.

Essa auto digestão do macrófago, induzida pelo quartzo, inicia uma série de reações

biológicas que levam à formação de uma lesão nodular característica, isto é, os macrófagos

lesados ou destruídos liberam um “fator fibrogênico” que endurece as fibras colágenas,

enrijecendo o tecido pulmonar, o que estimula outros macrófagos a ocuparem o lugar em que

havia o depósito de sílica (BERNARDES, 2018).

7.5. Corantes em indústrias têxteis e alimentícias

A industria de corantes é também muito vasta e procurada, há por volta de

10.000 tipos de corantes disponíveis, sendo que uma partes desses corantes são sintétivos,

compostos orgânicos complexos. A molécula do corante utilizada para o tingimento da fibra

têxtil, por exemplo, pode ser dividida entre o grupo cromóforo e a estrutura responsável pela

fixação à fibra. O grupo cromóforo mais usado mundialmente pertence à família dos

azocorantes, que apresentam ligação do tipo N = N, geralmente ligados a sistemas aromáticos

e que possuem boa solubilidade em água por possuir pelo menos um grupo SO3Na+ em sua

estrutura, otimizando as interações de hidrogênio (KUNZ et al., 2002). A Figura abaixo mostra

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o exemplo da Azorrubina, corante amarelo que é responsável por conferir cor amarela aos

alimentos e que contém um grupo azo em sua estrutura.

Figura 18 – Estrutura molecular da Azorrubina, responsável por conferir cor amarela aos alimentos. Fonte: FELTRE (2005).

7.6. Materiais Adesivos

Os materiais adesivos, como o nome já diz são aqueles os quais promovem a adesão

entre dois substratos por meio de forças intermoleculares. Portanto, adesão é o fenômeno

interfacial, causado pela atuação de forças moleculares ou a energia de separação de dois

substratos, enquanto adesivo é o material que promove a união entre os mesmos (PETRIE,

2000).

Pensando apenas nas forças intermoleculares, conclui-se que todos os materiais

apresentam uma auto-adesão natural entre si. A distância necessária para que essas

interações ocorram torna-se importante, uma vez que existe uma distância máxima para que

as interações ocorram. Sólidos em sua grande maioria apresentam rugosidades em sua

superfície, que impedem uma aproximação que permita a auto-adesão (PETRIE, 2000).

As interações moleculares covalentes, iônicas e metálicas geralmente não se aplicam

para curtas distâncias entre dois materiais, considerando atividades de adesividade. No

entanto, as forças mais importantes neste campo incluem as secundárias do tipo de Van der

Waals. As aplicações neste campo envolvem desde o uso em artigos decorativos, até ná área

odontológica, que visa à restauração dentária (PETRIE, 2000).

7.7. Hidrocarbonetos

Para falar das forças que agem em hidrocarbonetos, precisamos falar de densidade.

Densidade de um líquido reflete no grau de empacotamento de suas moléculas, que é

consequentemente a intensidade das interações intermoleculares. Assim, interações mais

intensas tendem a ter densidades maiores, já que volume e densidade são inversamente

proporcionais, ou seja, quanto maiores são as forças de ligação, mais empacotadas estão as

moléculas, menor é o seu volume e maior a sua densidade (BERNARDES, 2018).

Nos hidrocarbonetos, a densidade aumenta com a presença de insaturações, isto pois,

as ligações duplas e triplas são mais polarizáveis do que as simples. Logo, compostos

insaturados apresentam interações do tipo dipolo induzido entre suas moléculas, tornando

mais empacotadas em relação às moléculas saturadas. Se compararmos hidrocarbonetos

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insaturados com água, esta continua sendo mais densa, pois apresenta interações do tipo

ponte de hidrogênio, que são 10 vezes mais intensas que as interações dipolo induzido

(BERNARDES, 2018).

8. REFERÊNCIAS

BARBOSA, L. C. de. Introdução à Química Orgânica. São Paulo:Prentice Hall, 2004.

BERNARDES, Rayane Monique. Interações Intermoleculares e suas Aplicações.

Disponível em: <https://www.ebah.com.br/content/ABAAAe5PAAL/interacoes-

intermoleculares#>. Acesso em: 23 set. 2018.

BRADY, J.E. & SENESE, F.Química – A Matéria e suas Transformações. 5. Ed. Rio de

Janeiro: LTC Editora. 2009.

BRUICE, Paula Yurkanis. Química Orgânica. 4. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2006.

CALLISTER, William D. Jr. Ciência e engenharia de materiais: uma introdução. 5º edição.

Rio de Janeiro: LTC, 2000.

CHEMELLO, E. Ciência Forense: impressões digitais. Química Virtual, 01 dez. 2006.

ESALQ (Org.). Propriedades físico-química. Disponível em:

<http://www.esalq.usp.br/departamentos/lce/arquivos/aulas/2016/LCE0118/quimica_organic

a.pdf>. Acesso em: 08 abr. 2018.

FELTRE, R. Química 1. São Paulo: Moderna, 2005.

KUNZ, A. et al. Novas tendências no tratamento de efluentes têxteis. Química Nova, vol.

25, n1, p78-82, 2002.

MEGAQUÍMICA #14 Forças Intermoleculares. Direção de Antonio Florencio. [s.i.]: Youtube,

2016. P&B. Disponível em: <https://www.youtube.com/watch?v=6svGWcSHBB8>. Acesso

em: 20 set.. 2018.

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NELSON, David L.; COX, Michael M.. Princípios de Bioquímica de Lehninger. 6. ed. Porto

Alegre: Artmed Editora Ltda, 2014.

PETRIE, E. M., Handbook of Adhesives and Sealants, Reference Book (ISBN 0-07-049888-

1), McGraw-Hill, 2000.

SOUZA, Karina Ap. de Freitas Dias de. Experimentos de Bioquímica. Disponível em:

<http://www.fcfar.unesp.br/alimentos/bioquimica/introducao_proteinas/introducao_proteinas_

tres.htm>. Acesso em: 17 set. 2018.

VAN WILEN, J., SONNTAG, Richard. E. Fundamentos da Termodinâmica Clássica. 6 ed.

2004.