Docente: Geilson Rodrigues da Silva

Unidade Curricular: Química

Tema da aula: Ligações Intermoleculares

Introdução

A intensidade das forças intermoleculares em diferentes substâncias varia em uma grande faixa, mas elas são muito mais fracas que ligações iônicas e covalentes Dessa forma, é necessárias menos energia para vaporizar um líquido ou fundir um sólido do que para quebrar ligações covalentes em moléculas. Por exemplo, necessita-se de apenas 16 kJ/mol para vencer as atrações intermoleculares entre as moléculas de HCl em HCl líquido para vaporizá-lo. Em contraste, a energia necessária para dissociar HCl em átomos de H e Cl é de 431kJ/mol. Portanto, quando uma substância molecular como HCl passa de sólido para líquido e para gás, as moléculas em si permanecem intactas.

Muitas propriedades dos líquidos, incluindo os pontos de ebulição, refletem a intensidade das forças intermoleculares. Por exemplo, uma vez que as forças entre as moléculas de HCl são tão fracas, HCl entra em ebulição a apenas – 85°C à pressão atmosférica. O líquido entra em ebulição quando se formam bolhas de seu vapor. As moléculas de um líquido devem vencer as forças de atração para separar-se e formar um vapor. Quanto mais forte as forças de atração, maior é a temperatura na qual o líquido entra em ebulição. De forma similar, o ponto de fusão de um sólido aumenta à medida que as forças intermoleculares ficam mais fortes. Sabe-se que existem três tipos de forças atrativas entre moléculas neutras: forças dipolo–dipolo, de dispersão de London e de ligação de hidrogênio. Essas forças são também chamadas forças de van der Waals em homenagem a Johannes van der Waals.

Outro tipo de força atrativa, a força íon–dipolo, é importante em soluções. Todas as quatro forças são eletrostáticas por natureza, envolvendo atrações entre espécies positivas e negativas. Todas tendem a ser até 15% menos fortes que as ligações covalentes e iônicas.

Objetivos:

Propiciar o aluno o conhecimento das interações intermoleculares.

Explicar os diversos tipos de Ligações intermoleculares.

Mostrar o aluno o uso do conhecimento abordado em ligações intermoleculares na sala de aula no cotidiano.

Duração da Aula: 90 minutos

Recursos didáticos:Quadro negro, giz e livro didático, Notebook, Data Show.

Metodologia:

Aula expositiva e dialogada.

Antes de Iniciar a explicação do Conteúdo será realizada uma breve revisão sobre alguns tópicos que serão necessários para o completo entendimento de Ligações Intermoleculares, o primeiro destes tópicos é a solubilidade.Nesta etapa da aula ocorrerá uma breve explicação da solubilidade abaixo se encontra a definição de Solubilidade.Solubilidade; a capacidade que um determinado soluto tem de se dissolver em outro, conforme a temperatura e a quantidade de solvente disponível (ou, ao mesmo tempo, a quantidade de soluto presente na solução). Solubilidade nada mais é que a quebra das ligações químicas que compõe o sólido, retirando de um arranjo ordenado para um desordenado em que o composto tem uma interação como o solvente.Neste primeiro momento será realizada apenas uma breve explanação sobre solubilidade este conteúdo será mais explorado quando for ministrado Ligação de Hidrogênio que é uma das forças intermoleculares. Será utilizado como um exemplo água e o açúcar para relacionar solubilidade e ligação de hidrogênio.Após ser explicada a solubilidade entraremos no próximo tema que será feita a revisão do tópico que tratará da Miscibilidade, Neste momento será indagado aos alunos se eles se lembram deste tópico que foi trabalhado no 2° ano.Em seguida será passada uma breve definição de Miscibilidade, Este definição segue abaixo.Miscibilidade:. é a propriedade de duas ou mais substâncias líquidas misturarem entre si com maior ou menor facilidade, formando uma ou mais fases.Bem pessoal agora que fizemos esta revisão do 2 ano do ensino médio vamos precisar nos relembrar de outro conteúdo que a gente estudou no 1 ano que vai ser muito útil para nossa compreensão de Ligações Intermoleculares. A gente estudou este tema quando estávamos estudando tabela periódica é a eletronegatividade é uma propriedade periódica muito importante que é a

capacidade que um átomo tem de atrair para si o par eletrônico que ele compartilha com outro átomo em uma ligação covalente.

F >O> N ≈ Cl > Br> I ≈ S ≈ C > P ≈ H

Sentido crescente de eletronegatividade

Após uma breve explicação de eletronegatividade será abordado Duas ligações Interatômicas a ligação iônica e a ligação covalente.Então Pessoal vamos recordar de Duas ligações muito importantes que foi estudado no 1° ano do ensino médio as ligações Iônica e Covalente iremos abordar primeiramente a ligação iônica.Mas alguém se recorda do que é a ligação Iônica?Ligação iônica é: a atração eletrostática entre íons de cargas opostas. Após uma reação, em que um átomo perde elétrons, a espécie fica com mais prótons do que elétrons, tornando-se uma espécie carregada positivamente, chamada de cátion. Quando o átomo ganha elétrons, a espécie fica com mais elétrons do que prótons, tornando-se uma espécie carregada negativamente, denominada ânion. A atração eletrostática entre cargas opostas de cátions e ânions é chamada de ligação iônica.

Exemplos:

NaCl, KCl - Cloreto de Sódio e cloreto de Potássio respectivamente.

Agora que relembramos a ligação iônica vamos nos recordar da ligação covalente.

A ligação covalente é um tipo de ligação química caracterizada pelo compartilhamento de um ou mais pares de elétrons entre átomos, causando uma atração mútua entre eles, que mantêm a molécula resultante unida.Na ligação covalente, os elétrons compartilhados podem estar igual ou desigualmente distribuídos entre os átomos envolvidos na ligação. Isso depende principalmente de uma propriedade chamada de eletronegatividade Átomos mais eletronegativos atraem com maior intensidade elétrons de uma ligação covalente e átomos menos eletronegativos, ao contrário, tem menor capacidade de fazer isso. Na Figura 1 é possível observar o que acontece com os elétrons quando há ou não diferença de eletronegatividade entre dois átomos que compõem uma ligação química. Na representação à esquerda (Figura 1), os átomos são iguais, portanto, possuem a mesma eletronegatividade. Nesse caso, em que os elétrons são igualmente distribuídos entre os átomos, já que são atraídos com mesma intensidade pelos dois átomos, dizemos que a distribuição de elétrons

é HOMOGÊNEA. Na representação à direita (Figura 1), os elétrons são mais atraídos por um átomo do que pelo outro, devido à diferença de eletronegatividade. Nesse último caso, em que há uma distribuição desigual de elétrons na ligação química, dizemos que a distribuição de elétrons é HETEROGÊNEA. Observe que uma maior concentração de elétrons em volta do elemento mais eletronegativo ocasiona a formação de um pólo negativo. Por outro lado, em volta do elemento menos eletronegativo, devido à maior atração dos elétrons para o elemento mais eletronegativo, notamos uma menor concentração de elétrons e, consequentemente, a formação de um pólo positivo. Assim, dizemos que a molécula é polar e que quanto maior for à diferença de eletronegatividade, mais polar será a molécula. A atração entre polos opostos dessas moléculas polares explica a grande maioria dos comportamentos que observamos para essas moléculas.

Figura 1 Representação de ligações covalentes entre átomos com mesma eletronegatividade (esquerda) e com eletronegatividades diferentes (direita).

Após esta explicação será utilizado vários exemplos de Ligações polar e apolar, abaixo se encontra este exemplos.

Ligação Apolar ∆ =0

A diferença de eletronegatividade tem que ser igual à zero. Geralmente, acontece em moléculas de átomos iguais.

Exemplos:

Cl-Cl ∆ =3,0-3,0

∆ =0

H ─ H

∆ = 2,1 -2,1 = 0

Ligação Polar:

Ligação Polar ∆ ≠0

A diferença de eletronegatividade tem que diferente de zero. Geralmente, acontece em moléculas de átomos diferentes.

H-Cl ∆= 3,0-2,1

∆=0,9

I-F ∆=4,-2,5

∆= 1,5.

Após toda esta revisão finalmente será abordado o tema da aula ligações Intermoleculares.

Forças Intermoleculares ou ligações Intermoleculares

Ao longo desta aula será abordado os 4 tipos de ligações intermoleculares.

1. Força Íon Dipolo

Uma força íon-dipolo existe entre um íon e a carga parcial em certo lado de uma molécula polar. As moléculas polares são dipolos; elas têm um lado positivo e outro negativo. HCl é uma molécula polar, por exemplo, porque as eletronegatividades dos átomos de H e Cl são diferentes.Os íons positivos são atraídos pelo lado negativo de um dipolo, enquanto os negativos são atraídos pelo lado positivo, como mostrado na Figura 2. A magnitude da atração aumenta conforme a carga do íon ou a magnitude do dipolo aumenta. As forças íon–dipolo são especialmente importantes em soluções de substâncias iônicas em líquidos polares, como uma solução de NaCl em água.

Figura 2. Ilustração da orientação preferencial de moléculas polares em direção

aos ions. O lado negativo da molécula polar está orientado em direção a um cátion (a), o lado positivo, em direção a um ânion.(b)

Forças Dipolo-dipolo

As atrações dipolo-dipolo são normalmente mais fracas do que as ligações iônicas ou covalentes a sua força é de aproximadamente 1 % destas. A sua força diminui muito rapidamente á medida que a medida que a distancia entre os dipolos aumenta de forma que o seu efeito entre as moléculas afastados de um gás é muito menor do que entre as moléculas fortemente compactadas num líquido ou solido. É por isto que as moléculas de um gás comportam-se quase como se não houvesse atração nenhuma entre elas. Moléculas polares neutras se atraem quando o lado positivo de uma molécula está próximo do lado negativo de outra, como na Figura 3(a). Essas forças dipolo–dipolo são efetivas tão-somente quando moléculas polares estão muito próximas, sendo elas geralmente mais fracas que as forças íon–dipolo. Em líquidos as moléculas polares estão livres para movimentar-se em relação às outras. Como mostrado na Figura 3(b), elas estarão algumas vezes em uma orientação que é atrativa e outras em uma orientação que é repulsiva. Duas moléculas que se atraem passam mais tempo próximas uma da outra que duas moléculas que se repelem. Portanto, o efeito como um todo é uma atração líquida. Quando examinamos vários líquidos, descobrimos que para moléculas de massas e tamanhos aproximadamente iguais, a força das atrações intermoleculares aumenta com o aumento da polaridade.

a) Interação eletrostatica de duas moleculas polares

b) Interação de muitos dipolos no estado condensado

Força de Dispersão de London ou Força de Van der Walls ou ainda interação dipolo instantâneo-dipolo induzido.

Não pode haver forças dipolo–dipolo entre átomos e moléculas apolares.Entretanto, deve existir algum tipo de interação atrativa porque gases apolares podem ser liquefeitos. A origem de suas atrações foi primeiro proposto em 1930 por Fritz London, um físico germano-americano. London identificou que o movimento de elétrons em um átomo ou molécula pode criar um momento de dipolo instantâneo.Em uma coleção de átomos de hélio, por exemplo, a distribuição média de elétrons ao redor de cada núcleo é esfericamente simétrica. Os átomos são apolares e não possuem momento permanente. Entretanto, a distribuição instantânea dos elétrons pode ser diferente da distribuição média. Se pudéssemos congelar o movimento de elétrons de um átomo de hélio em determinado instante, ambos os elétrons poderiam estar em um lado do núcleo.Apenas nesse momento então, o átomo teria um momento de dipolo instantâneo.Como os elétrons se repelem, os movimentos em um átomo influenciam os movimentos dos elétrons em seus vizinhos. Assim, o dipolo temporário em um átomo pode induzir um dipolo similar em um átomo adjacente, fazendo com que os átomos sejam atraídos entre si. Essa interação atrativa é chamada força

de dispersão de London (ou meramente força de dispersão). Tal força, como as dipolo–dipolo, é significativa tão-somente quando as moléculas estão próximas.

Utilizando-se dos conceitos apreendidos até então neste momento da aula será abordado por que as lagartixas conseguem subir pelas paredes?

Algo que com certeza já passou pela nossa cabeça é como a lagartixa consegue subir pelas paredes e até mesmo andar pelo teto desafiando a lei da gravidade? Será que elas liberam algum tipo de cola pelas patas? Por que é que não ficam grudadas? Será feitas estas indagações aos alunos e em seguida será explicado as respostas destas perguntas.

Os cientistas descobriram que essa habilidade desse pequeno réptil tem a ver com as forças de Van der Walls , que são forças intermoleculares denominadas assim em homenagem ao cientista Johannes Diederik van der Waals (1837-1923) que determinou as forças que se estabelecem entre as moléculas.

Uma dessas forças, a de dipolo induzido   é a que se estabelece entre as patas da lagartixa e a superfície por onde ela anda. Essas forças são resultado do seguinte processo: isoladamente, essas moléculas não apresentam um dipolo, são apolares; mas, no momento em que se aproximam as atrações ou repulsões eletrônicas entre seus elétrons e núcleos podem levar a uma deformação de suas nuvens eletrônicas, momentaneamente, originando polos positivos e negativos temporários. Esse dipolo formado em uma molécula induz a formação do dipolo em outra molécula vizinha e, por isso, elas se atraem, mantendo-se grudadas ou unidas.

Esse tipo de força intermolecular é considerado fraca e, geralmente, a gravidade se sobrepõe. É por isso que nós não conseguimos escalares paredes.

Mas, no caso da lagartixa, é diferente, pois as suas patas têm milhões de filamentos (cerdas) que se subdividem em milhares de estruturas com espessura de um décimo do diâmetro de um cabelo, chamadas de espátulas. O fato de serem tão pequenas aumenta a área que fica em contato com a parede e multiplicado pelos milhares espátulas das patas da lagartixa, as forças de Van der Waals produzem suficiente atração para segurar o peso desse pequeníssimo lagarto.

Ligação de hidrogênio

As Interações de London são “universais”, no sentido de que elas se aplicam a todas as moléculas independentes de sua identidade química. Do mesmo

modo, as interações dipolo-dipolo dependem somente da polaridade das moléculas, não de sua identidade química, a ligação de hidrogênio é a interação intermolecular mas forte.

A ligação de hidrogênio ocorre quando um átomo pequeno e fortemente eletronegativo, mais especificamente N, O ou F, Para entender como se forma a ligação de hidrogênio, imaginemos o que acontece quando uma molécula de agua se aproxima da outra. As ligações O—H são polares. O átomo de O, é eletronegativo atrai fortemente os elétrons da ligação, deixando o átomo de hidrogênio quase completamente desprotegido. Como este ultimo é muito pequeno ele pode se aproximar bastante com sua carga parcial positiva de um dos pares isolados de elétrons do átomo de O de outra molécula de agua. O par isolado de elétrons e a carga parcial positiva atraem-se fortemente e forma a ligação de hidrogênio.

Neste momento da aula será explicado a importância das ligações de hidrogênio na manutenção da forma das moléculas biológicas. Após estas explicações serão contextualizado as ligações de hidrogênio trazendo o tema Rio nas suas entrelinhas.

Em seguida será explicada a tensão superficial e explicando por que alguns insetos “caminham” sobre a agua.

Caso ainda sobre tempo será aplicado aos estudantes uma lista de exercícios com 10 questões.

Referencias Bibliográficas

Peruzzo, Francisco Miragaia Quimica na abordagem do cotidiano 4 ed-São Paulo: Moderna 2006.

Brown, Busten,Lemay Química a ciência central 9 ed-são Paulo: Pearson, 2009.

Feltre Ricardo. Química Geral. 7 ed. São Paulo: Moderna 2008.

Atkins, Peter. Jone, Loreta. Principios de químicaa: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5 ed. Porto Alegre. Bookmam 2012.