Ligações químicas

por Victor Costa

Índice

1. Introdução

O que é uma ligação química

Poço de potencial

Vibrações

Tipos de ligações

2. Ligação iônica

O que são íons

Força de Coulomb

Parâmetro de Madelung

Parâmetro de Born

Ciclo de Born-Haber e energia reticular

Estrutura de Lewis

3. Ligação covalente

Estrutura de Lewis

Ressonância

Regra do Octeto

Exceções à Regra do Octeto

Força de ligação

Comprimento de ligação

Carga formal

Teoria de Lewis

Geometria molecular

Polaridade

Teoria da Ligação de Valência

O que são orbitais

Ligação sigma

Ligação pi

Hibridação

Promoção de elétrons

Como determinar a hibridação

Teoria do Orbital Molecular

Orbitais ligantes e antiligantes

Diagramas de níveis de energia dos orbitais moleculares

Ordem de ligação

Conclusão

4. Ligação metálica

Definição

Bandas eletrônicas

Propriedades dos metais

5. Ligações secundárias

Íon-dipolo

Ligação de hidrogênio

Dipolo permanente-dipolo permanente

Dipolo permanente-dipolo induzido

Dipolo instantâneo-dipolo induzido

Introdução

- O que é uma ligação química?

Ligações químicas são atrações eletrostáticas que atraem átomos, deixando os unidos, ou moléculas, deixando-as mais ou menos próximas.

- Poço de potencial

Na natureza, as coisas sempre tendem ao estado menos energético. Sabendo disso, é fácil entender que as ligações químicas ocorrem porque a energia potencial gravitacional entre os átomos é maior quando eles estão separados do que quando estão unidos. Algo interessante de se perceber é que quando os átomos estão infinitamente afastados a energia potencial entre eles é nula (afinal, não há interação), de modo que quando os átomos estão unidos a energia potencial do sistema será negativa.

Esse conceito permite a construção de um importante gráfico, representado abaixo. Sobre esse gráfico, é importante perceber que a energia de ligação é a energia que deve ser dada aos átomos para que eles voltem ao estado de separação, ou seja, é o módulo da energia do ponto mínimo da curva. Quanto mais profundos o poço de potencial, mais intensa é a ligação, pois mais energia é necessária para rompê-la.

- Vibrações

Os átomos de uma ligação nunca estão parados. Eles estão em constante vibração, como dois corpos presos a uma mola, constantemente aproximando-se e afastando-se um do outro.

Portanto, a energia potencial entre eles varia periodicamente em torno do ponto de potencial mínimo, cuja abcissa, nesse ponto, é conhecida como raio de equilíbrio (pois é a distância para o qual se tem a menor energia).

Uma informação curiosa é que o aumento na energia potencial é bem mais brusco quando os átomos se aproximam do que quando se afastam (observe no gráfico acima), de modo que eles ficam mais tempo na região a direita do ponto de equilíbrio. Assim, o raio médio é um pouco maior do que o raio de equilíbrio.

- Tipos de ligações

Primárias São as forças que mantem os átomos unidos nas ligações. São de três tipos: iônica, covalente e metálica. A seguir, vamos analisar cada um desses tipos.

Secundárias (intermoleculares) São as forças de atração entre as moléculas, responsáveis por várias propriedades macroscópicas dos compostos, como ponto de ebulição, ponto de fusão, viscosidade, entre outras.

Ligação iônica

O que são íons? São átomos eletricamente carregados devido à perda ou ao ganho de elétrons. Os átomos carregados positivamente são chamados de cátions, enquanto os negativos são os ânions.

Força de Coulomb É a força de atração eletrostática que mantem os cátions e ânions unidos em um retículo cristalino, que é uma estrutura na qual os íons estão distribuídos, de maneira organizada e periódica (mais detalhes sobre retículos nos resumos de PMT).

F = Z+Z-e

4πεor2

Associada a força de Coulomb, há a energia potencial de Coulomb:

E = Z+Z-e

4πεor

Com relação a essa força de Coulomb, é importante saber que, em compostos iônicos, ela é quebrada quando o sólido é posto em algum solvente

polar. Nessa situação, os íons se separam e são envoltos por moléculas do solvente, processo chamado de solvatação. O objetivo dessa aula, contudo, não é discutir solubilização (teremos, mais para frente, uma aula extra sobre esse tema).

Os próximos três tópicos não são muito importantes para a matéria, mas foram postos aqui por serem importantes para a compreensão do tema. Se estiver com pressa, contudo, pode pulá-los.

Parâmetro de Madelung Vimos, até agora, como funciona a interação entre dois átomos. Contudo, em um sólido cristalino há vários átomos, de modo que o estudo se torna mais complexo.

O primeiro problema encontrado quando vamos de um sistema de dois átomos para um reticulo cristalino é que um átomo interage com vários outros. Essa interação depende da geometria do reticulo, uma vez que ela que determina quantos átomos estarão ao redor de cada átomo e quão próximos eles estarão.

Para resolver esse problema, o físico alemão Erwin Madelung resolveu umas contas de sequências convergentes, calculando constantes para vários elementos , as chamadas constantes de Madelung.

Parâmetro de Born Outro problema encontrado na análise dos retículos cristalinos é a repulsão entre os elétrons de cada átomo, o que influencia na energia potencial do sólido. Para resolver esse problema, Born criou um parâmetro, o parâmetro de Born, responsável por corrigir o efeito dessas repulsões. Muitas vezes, o dado do parâmetro de Born é dado para um gás nobre; nesses casos, se o elemento a ser analisado não for um gás nobre, utiliza-se o dado referente ao gás nobre com configuração eletrônica igual ao do íon analisado (por exemplo, o íon Mg2+ imita a configuração eletrônica do Ar, portanto para o Mg deve-se usar o valor tabelado para o Ar). Outra informação importante é que quando o sólido possui mais de um elemento, o parâmetro de Born deve ser a média entre os parâmetros para cada elemento.

Ciclo de Born-Haber e energia reticular A energia reticular é definida como a energia liberada quando íons gasosos unem-se para formar um composto sólido. Contudo, não possuímos íons gasosos no laboratório, de modo que a utilização desse dado torna-se limitado. Para resolver isso, lembramos do conceito da Lei de Hess para utilizarmos o Ciclo de Born-Haber.

A equação presente na imagem vem da Lei de Hess: a energia envolvida na formação do sólido por ambos caminhos deve ser a mesma. Em outras palavras, a entalpia padrão de formação do sólido é igual à soma das energias de atomização, de ebulição, de ionização, de afinidade eletrônica e reticular (ou de rede).

Agora, voltamos aos tópicos importantes.

Estrutura de Lewis Estrutura elaborada pelo químico Gilbert Lewis que representa os elementos e seus elétrons de valência.

MgCl

ClMg

ClCl

2

Cl

Ligação covalente

Antes de estudarmos os três principais modelos de ligações covalentes, vamos ver alguns conceitos importantes para esse tipo de ligação.

Estrutura de Lewis Mesmo conceito que na ligação iônica.

H

O

HO

H HO

H H

Ressonância Às vezes, contudo, uma estrutura de Lewis não é suficiente para representar um composto. Nesses casos, há mais de uma estrutura de Lewis que contribui para a estrutura do composto, de modo que

ele seja o resultado da soma das várias estruturas de Lewis. No exemplo abaixo, nenhuma das três estruturas, isoladas, é suficientes para representar a estrutura do trióxido de nitrogênio, de modo que todas elas contribuem para a estrutura final. Em outras palavras, cada uma das três estruturas abaixo (chamadas de estruturas de ressonância) se somam para formar a estrutura do trióxido de nitrogênio (chamada de híbrido de ressonância).

Pontos importantes sobre a ressonância:

Não existem várias estruturas que se alternam. Há somente um híbrido de ressonância que é resultado da soma das diversas estruturas de ressonância. Um bom exemplo é a mula: ela é a soma entre um cavalo e um burro, não um animal que varia entre burro e cavalo.

Uma estrutura de ressonância pode contribuir mais para o híbrido do que outras, caso haja diferença de estabilidade entre elas.

Se todas as estruturas de ressonância tiverem a mesma contribuição para o híbrido, todas as ligações participantes da ressonância são iguais, tendo comprimentos de ligação intermediários entre uma ligação simples e uma ligação dupla.

A ressonância diminui a energia do híbrido, tornando-o mais estável.

Os elétrons que podem assumir mais de uma posição são chamados de elétrons deslocalizados. Eles se distribuem por toda a molécula, não podendo ser relacionados a somente um par de elétrons.

Regra do Octeto Normalmente, os átomos tendem a completar o octeto, ou seja, ficar com oito elétrons na camada de valência, imitando a configuração eletrônica dos gases nobres.

Exceções à Regra do Octeto Apesar de funcionar na maioria dos casos, a Regra do Octeto não é uma verdade absoluta. Para elementos do período 3 ou mais, os átomos já são grandes o suficiente para que o núcleo tenha uma atração reduzida nos elétrons de valência, permitindo maiores distorções na nuvem eletrônica, além de passar a existir o subnível d disponível. Desse modo, alguns elementos conseguem comportar mais do que oito elétrons na valência, alcançando a condição conhecida como Octeto Expandido, como o PCl5, o SF6, o XeF4, entre outros.

Mas como isso acontece? Veremos uma explicação para esse fenômeno na sessão da Teoria da Ligação de Valência.

Força de ligação Relaciona-se com o poço de potencial: quanto fundo o poço, mais forte a ligação. Com relação à ligação covalente, é importante

saber que ligações duplas são mais fortes que simples e mais fracas que triplas. Outro fato importante de se ter em mente é que a energia de uma ligação simples não é metade da energia de uma ligação dupla e nem um terço da energia de uma ligação tripla, pois essas ligações não são todas iguais (novamente, veremos na sessão da Teoria da Ligação de Valência o porquê). Uma ligação dupla é mais fraca do que duas vezes uma simples, assim como uma ligação tripla é bem mais fraca do que três vezes uma simples.

Comprimento de ligação É a distância entre os átomos de uma ligação. Ligações duplas têm comprimentos menores do que as simples e maiores do que as triplas (novamente, aguarde a sessão da Teoria da Ligação de Valência para o motivo). Quando há ressonância, o comprimento da ligação é intermediário entre as estruturas de ressonância, como dito na sessão de ressonância.

Carga formal É a carga que o átomo teria se as ligações fossem perfeitamente covalentes e ele possuísse exatamente metade dos elétrons que compartilha. Ela é usada para se estimar a estabilidade de um composto: quanto mais átomos tiverem carga formal nula, mais estável é o composto. Assim, pode-se determinar quais estruturas de ressonância são mais determinantes para o híbrido de ressonância, por exemplo.

CF = EV – EL – EC/2

Onde EV = elétrons de valência

EL = elétrons isolados

EC = elétrons compartilhados

Vamos, agora, finalmente, estudar os três principais modelos para a ligação covalente, analisando as principais implicações de cada um.

Teoria de Lewis

Considera simplesmente o compartilhamento de pares de elétrons, representando os elétrons livres e os compartilhados. Não explica como ocorre esse compartilhamento.

Geometria molecular É a forma das moléculas. Esse tópico é abordado na sessão da Teoria de Lewis porque esse é um modelo mais simplificado, que facilita o entendimento desse conceito.

A base para se compreender a geometria das moléculas é a VSEPR (teoria da repulsão dos pares de elétrons na camada de valência, na sigla em inglês): a posição dos átomos na molécula será tal que a repulsão entre os elétrons livres de cada átomo seja a mínima possível, ou seja, os átomos ficarão o mais afastados possível. Com base nessa teoria, foram determinadas diversas geometrias possíveis que dependem do número de ligantes e do número de elétrons livres na camada de valência do átomo central. Os primeiros casos dá para pensar e encontrar uma lógica, mas com o aumento

do número de ligantes fica mais fácil decorar mesmo (ainda dá para entender, mas é necessário um pouco de visão espacial).

Na imagem da página anterior, interpretem domínios eletrônicos como pares de elétrons, domínios ligantes como número de ligantes de domínios não ligantes como pares de elétrons livres.

Um elemento importante da geometria molecular é o ângulo das ligações, ou seja, o ângulo entre os ligantes. Algo interessante de se perceber com relação à esse ângulo é que ligações duplas promovem maior repulsão entre os ligantes do que ligações simples, de modo que os ângulos sofram um desvio do padrão para a geometria da molécula. Outra observação importante é que quanto mais pares de elétrons livres tiver no átomo central, mais distorcidos serão os ângulos de ligação, devido à uma maior repulsão.

Polaridade Quando há uma ligação entre átomos com diferentes eletronegatividades (eletronegatividade é uma propriedade de cada elemento que indica a capacidade do átomo de atrair para si os elétrons de uma ligação) os elétrons ficam mais concentrados em um dos átomos, de modo a gerar uma carga parcial na molécula: não é uma carga real, uma vez que o elétron não foi transferido de um átomo para outro permanentemente, mas sim uma carga parcial, resultado do elétron ficar mais tempo em um átomo do que no outro.

Quando temos uma ligação entre átomos com diferentes eletronegatividades temos um dipolo elétrico, que é um vetor que aponta de um átomo da ligação para o outro e cujo o módulo é medido em Debyes (D). Quando o resultado da soma dos dipolos de todas as ligações da molécula é diferente de zero, a molécula é dita polar, pois há uma região em que há concentração de elétrons (como na água). Se o momento de dipolo da molécula for nulo, ela é dita apolar (como o O2). Percebam que é possível termos uma molécula apolar com ligações polares, como o CO2 (desenhe a estrutura do CO2 com a geometria correta e veja como os dipolos de cada ligação se anulam).

A polaridade é determinante para algumas propriedades macroscópicas, como os pontos de ebulição e de fusão, solubilidade, viscosidade entre outros. No final dessa aula veremos brevemente algumas dessas influências.

Teoria da Ligação de Valência

Analisa a ligação covalente a partir do compartilhamento de pares de elétrons em termos de orbitais atômicos. Nesse modelo, os elétrons não estão presos entre os átomos, como no modelo de Lewis, mas sim movimentando-se nos orbitais; não é mais um modelo de elétrons localizados.

O que são orbitais?

Em 1927, o físico Werner Heisenberg elaborou o Princípio da Incerteza. Esse princípio é um conceito quântico relativamente complicado, portanto irei simplifica-lo aqui, uma vez que Quântica não é o foco dessa aula.

A ideia de Heisenberg, simplificando bastante, é que não é possível saber com precisão a posição e a velocidade do elétron ao mesmo tempo. Portanto, não é possível que o elétrons fique em órbitas circulares, uma vez que nesse caso sempre saberíamos onde ele está. Surgiu, então, o conceito de

orbital, que é uma região em que a probabilidade de se encontrar um elétron é máxima.

Realizando um paralelo com os estudos de Schrödinger, cada orbital é uma solução da função de onda, ou seja, é uma função matemática que descreve a posição do elétron.

Abaixo, uma imagem com a forma dos orbitais.

Ligações sigma São as ligações formadas pelo encontro frontal dos orbitais. Correspondem às ligações simples. São bastante fortes, devido a sobreposição dos orbitais.

Ligações pi São as ligações formadas pela aproximação lateral dos orbitais. Correspondem às ligações duplas e triplas.

Agora podemos compreender a diferença na força e no comprimento das ligações simples, duplas e triplas. As ligações pi são mais fracas do que uma ligação sigma (pois não há sobreposição dos orbitais), de modo que uma ligação dupla (uma sigma e uma pi) seja mais forte que uma simples (somente uma sigma), mas não o dobro da energia de ligação. Com relação ao comprimento, a ligação dupla é menor porque os átomos precisam se aproximar mais para que os orbitais da ligação dupla aproximem-se lateralmente o suficiente para que ocorra o compartilhamento dos elétrons.

Hibridação É a soma de orbitais atômicos para formar orbitais deformados. Para compreendermos melhor, vamos analisar o carbono.

O carbono possui quatro elétrons de valência, dois em um orbital s e dois em orbitais p. Portanto, seria plausível de se esperar ligações diferentes (ligações entre orbitais s, entre orbitais p e entre orbitais s e p). Contudo, sabe-se que o carbono possui quatro valências equivalentes.

O que acontece é que os orbitais s e p se somam, formando orbitais hibridizados sp, todos iguais.

Para compreendermos a soma dos orbitais, pode-se pensar neles como expressões matemáticas, tais que cada glóbulo possui um sinal. Na imagem da página anterior, vemos que os orbitais s possuem só um glóbulo, enquanto os orbitais p possuem três constituintes, cada um com dois glóbulos (um positivo e um negativo). Então, o orbital s irá se somar com o nódulo de p com mesmo sinal e subtrair com o de sinal oposto, formando um orbital hibridizado assimétrico.

IMPORTANTE: Orbitais hibridizados são os que participam de ligações sigmas, ou seja, para cada ligação simples, temos um orbital hibridizado.

Promoção de elétrons Muitas vezes, elétrons de orbitais de energia inferior são promovidos para orbitais mais energéticos, permitindo que o átomo realize mais ligações. Essas promoções de elétrons que justificam as expansões do octeto. Elas ocorrem quando a diminuição de energia resultante da ligação for maior do que a energia que deve ser dada para o elétron para ele ser promovido. Veremos como isso funciona em um exemplo mais a frente.

Como determinar a hibridação? Tem um jeito mais demorado e bonito para você colocar na sua prova dissertativa e o jeito rápido e direto para achar a resposta na sua prova teste. Veremos os dois.

1 - Jeito bonito

Vamos utilizar como exemplo o carbono no etano e no eteno. Primeiro, escrevemos os elétrons da valência do carbono do seguinte modo (cada seta é um elétron e cada quadrado é um orbital. Primeiro deve-se preencher todos os elétrons de um tipo de orbital com elétrons com spin up, ou seja, seta para cima, e depois completa-los com as setas para baixo, ou seja, elétrons com spin down).

s p

Os átomos realizam ligações para que todos seus elétrons estejam emparelhados, ou seja, para que tenha dois elétrons, com spins opostos, em cada quadrado (podem sobrar quadrados vazios, só não pode ter quadrados com só uma seta). Com esse raciocínio, o carbono só deveria realizar duas ligações, para preencher seus orbitais p.

Nesse caso ocorre a promoção de elétrons: um dos elétrons do orbital s é excitado para a o último dos orbitais p, levando à seguinte configuração:

s p

Agora, está claro que o carbono realiza quatro ligações. Precisamos, agora, determinar quais desses orbitais estão hibridizados, ou seja, quais deles vão se somar. Para isso, devemos lembrar: cada ligação simples é um orbital hibridizado.

Para o etano: o carbono realiza quatro ligações simples, portanto os quatro orbitais são hibridizados, resultando em quatro orbitais hibridizados sp3 (os coeficientes indicam quantos orbitais de cada tipo foram hibridizados)

Para o eteno: o carbono realiza três ligações simples, portanto apenas três orbitais são hibridizados, resultando em três orbitais sp2. O orbital p restante é utilizado na ligação pi.

Resumindo:

1 – Escreva a configuração eletrônica da camada de valência no sistema de quadrados.

2 – Veja quantas ligações o elemento está fazendo e faça a promoção de elétrons necessária.

3 – Veja quantas ligações simples estão sendo feitas e conte esse número de orbitais na configuração de quadrados (Os quadrados já preenchidos anteriormente também entram na hibridação).

Pense, agora, qual seria a hibridação do carbono no etino. E do fósforo no PCl5?

2 – Jeito rápido

Basta contar o número de ligantes e de pares de elétrons livres. Então distribuir esse número nos coeficientes dos orbitais, lembrando que o s só pode ter coeficiente 1, o p pode ter coeficientes 1, 2 ou 3 e o d pode ter coeficientes 1, 2, 3, 4 ou 5. Deve-se chegar ao coeficiente máximo de um orbital para se começar a utilizar o outro. Vamos utilizar como exemplo o nitrogênio da amônia.

NH

HH

1

2

3

4

A hibridação do nitrogênio na amônia será, portanto, sp3(s1p3, 1+3 = 4).

Teoria do Orbital Molecular

Analisa a ligação covalente a partir de orbitais moleculares, que são somas algébricas dos orbitais atômicos.

Orbitais ligantes e antiligantes Como discutido anteriormente, os orbitais são soluções da função de onda. Portanto, quando ocorre sobreposição de orbitais duas situações ocorrem:

- Interferência construtiva, formando um orbital ligante. O orbital ligante possui energia menor do que os dois orbitais atômicos que o formam, não possui plano nodal e os elétrons ficam confinados na região internuclear.

- Interferência destrutiva, formando um orbital antiligante. O orbital antiligante possui energia maior do que os dois orbitais atômicos que o formam e possui plano nodal que passa pelo eixo internuclear, de modo que os elétrons são fortemente repelidos da região internuclear.

IMPORTANTE: n orbitais atômicos formam n orbitais moleculares!

Diagrama de níveis de energia dos orbitais moleculares Diagramas em que os orbitais moleculares são dispostos segundo sua energia. O

diagrama mais simples é o que possui apenas um orbital ligante e um antiligante:

A construção desses orbitais pode ser bastante complexa, portanto o que se precisa saber é identificar os orbitais ligantes e os antiligantes (o ligante é sempre menos energético), lembrando sempre que um orbital p é sempre mais energético do que um s (um orbital antiligante s é menos energético do que um ligante p) e que há três orbitais p (dois encontram-se frontalmente, formando orbitais sigma ligantes e antiligantes e os outros quatro encontram-se, dois a dois, lateralmente, formando dois orbitais pi ligantes e dois orbitais pi antiligantes).

Para distribuir os elétrons, o raciocínio é o mesmo que na Teoria do Orbital de Valência: coloca-se dois elétrons em cada orbital, do menos energético para o mais energético. Nos orbitais pi, que são dois de cada tipo, coloca-se primeiro os elétrons com o mesmo spin nos dois quadrados e depois completa-se cada um.

Ordem de ligação É uma medida do número líquido de ligações. Em outras palavras, indica quantas ligações são feitas (se analisarmos a ligação

pelo método de Lewis, precisamos ter o mesmo número de ligações na Teoria do Orbital Molecular).

OL = (Ne – Ne*)/2

Onde Ne = número de elétrons em orbitais ligantes

Ne* = número de elétrons em orbitais antiligantes

Conclusão Para finalizar a sessão sobre ligação covalente, é importante fazer um comentário: nenhuma ligação é completamente iônica ou completamente covalente. Sempre há contribuições de cada tipo.

O caráter iônico na ligação covalente é resultado da eletronegatividade: quanto maior a diferença de eletronegatividade, mais os elétrons ficarão em um determinado átomo e, portanto, maior o caráter iônico.

Já o caráter covalente na ligação iônica é resultado da polarizabilidade (capacidade de um átomo de distorcer sua nuvem eletrônica). A nuvem eletrônica do ânion é atraída pelo cátion, ficando um pouco deslocada para a região internuclear, como se os elétrons pertencessem a uma ligação covalente. Geralmente, quanto mais volumoso for o ânion, mais polarizável ele é e, portanto, maior o caráter covalente.

REGRA: A ligação é considerada iônica se a diferença de eletronegatividade for maior ou igual a 2 unidades.

Ligação metálica

Definição A ligação metálica consiste em um mar de elétrons livres espalhado entre os átomos. Esse mar de elétrons é responsável por várias propriedades macroscópicas dos metais que veremos brevemente a seguir.

Antes de vermos as propriedades, contudo, devemos compreender como se forma o mar de elétrons.

Bandas eletrônicas Em sólidos, formam-se tantos orbitais moleculares que a diferença de energia entre eles vai diminuindo tanto até que se formem níveis de energia contínuos, as bandas eletrônicas.

Há duas principais bandas: a de valência e a de condução. A energia do último elétron que ocupa a banda de valência é a Energia de Fermi. Os elétrons com energia maior que a Energia de Fermi são considerados elétrons livres e, portanto, são os que formam o mar de elétrons. Para os metais, a diferença de energia entre as bandas de condução e de valência é extremamente pequena, de modo que sempre há vários elétrons na banda de condução, formando o mar de elétrons que mantem os átomos unidos no reticulo cristalino. (mais detalhes sobre as bandas eletrônicas nos resumos de PMT).

Propriedades dos metais Algumas das propriedades dos materiais metálicos que são explicadas pelo mar de elétrons são:

- Condutividade elétrica

- Condutividade térmica

- Brilho

- Maleabilidade e ductilidade (as discordâncias conseguem se movimentar devido às ligações não direcionais).

Ligações secundárias

São as ligações existentes entre moléculas. São de quatro tipos principais, cujas intensidades dependem da polaridade das moléculas.

- Íon – dipolo Ocorre entre íons e dipolos de moléculas polares. É a interação mais forte, pois o íon possui uma carga real. É a interação que ocorre na solvatação dos sólidos.

- Ligação de hidrogênio Ocorre entre grupos FH, NH e OH. Devido à grande diferença de eletronegatividade entre o H e o F ou N ou O, o H fica quase sem seu elétron, de modo que é bastante atraído pelo F, N ou O da outra molécula, fortemente negativo. Chega até a ocorrer a sobreposição dos orbitais do H com o orbital do outro ametal, a ligação só não ocorre porque o hidrogênio ainda não perdeu completamente o outro elétron. É a segunda interação intermolecular mais forte.

- Dipolo permanente – dipolo permanente Ocorre em moléculas polares, por meio da interação da parte negativa de uma com a positiva de outra. É a terceira interação intermolecular mais forte, pois ambos os dipolos são permanentes.

- Dipolo permanente – dipolo induzido Ocorre em interações de moléculas polares com apolares. A molécula polar, ao se aproximar da polar, forma dipolos induzidos, devido à repulsão/atração dos elétrons da molécula apolar pelos dipolos da molécula apolar. Esses dipolos induzidos, então, interagem com os dipolos permanentes das moléculas polares. É mais fraca que a anterior, pois um dos dipolos não é permanente. É a interação que explica a dissolução do oxigênio molecular na água.

- Dipolo instantâneo – dipolo induzido (dispersão de London) Ocorre quando um fraco dipolo instantâneo surge aleatoriamente em uma molécula apolar. Esse dipolo irá induzir um dipolo em moléculas próximas, de maneira semelhante ao caso anterior. Então, ambos os dipolos irão interagir rapidamente, até que o dipolo que surgira inicialmente suma. É a interação intermolecular mais fraca, pois ambos os dipolos não são permanentes.

Explicados nos resumos

de PMT

IMPORTANTE: Uma molécula pode apresentar mais de um tipo de força intermolecular. Todas as moléculas apresentam as forças do tipo dipolo instantâneo – dipolo induzido, podendo ter outras forças ou não.

O tipo das interações intermoleculares determina várias propriedades macroscópicas dos materiais. Quanto mais intensas forem as forças intermoleculares, maiores serão os pontos de ebulição e de fusão e maior será a viscosidade, pois maior será a dificuldade de afastar as moléculas.

DICA: Para se determinar a ordem de pontos de ebulição, ordenar primeiro segundo a intensidade da principal interação intermolecular. Os compostos que tiverem o mesmo tipo de força intermolecular, desempatar pela polarizabilidade: quanto maiores forem os ligantes, maior a capacidade deles de distorcer suas nuvens eletrônicas, de modo que maiores serão os dipolos instantâneos formados e, consequentemente, maiores as forças de dispersão de London (geralmente, quanto maior a massa molar, mais polarizável é o átomo).