Polaridade e Força Intermolecular


A solubilidade de compostos em determinados sol­ventes, bem como as temperaturas de ebulição das subs­tâncias, são determinadas pela polaridade da molécula e pela força de interação molecular. A polaridade da molé­cula, por sua vez, depende da geometria da molécula e da polaridade da ligação entre os átomos que a constituem.

Polaridade das ligações Ligação covalente apolar

Uma ligação covalente entre dois átomos é conside­rada apolar quando não há diferença de eletronegativi­dade entre eles, ou seja, quando eles apresentam a mes­ma eletronegatividade. Observe a ligação entre dois átomos de hidrogênio.

Polaridade

Quando, como no caso anterior, não há diferença de eletronegatividade, ocorre o compartilhamento de modo igual do par de elétrons, tendo como consequência a não formação de polos elétricos.

Ligação covalente polar

Uma ligação covalente entre dois átomos é conside­rada polar quando há diferença de eletronegatividade entre eles, ou seja, quando eles apresentam diferentes eletronegatividades. Observe a ligação entre o átomo de hidrogênio e o de flúor.

Os átomos apresentam diferentes eletronegatividades –  ligação covalente polar.
Os átomos apresentam a mesma eletronegatividade – ligação covalente apolar.

Quando, como no caso anterior, há diferença de ele­tronegatividade, ocorre o compartilhamento de modo desigual do par de elétrons, tendo como consequência a formação de polos elétricos. O elemento mais eletronegativo ficará na maior parte do tempo com um elétron a mais (será o polo negativo) e o menos eletronegativo fi­cará com um elétron a menos (será o polo positivo). Haverá, então, a formação de um vetor momento dipolar. As ligações entre o carbono e o oxigênio são polares em decorrên­cia da diferença de eletronegatividade.

Polaridade das moléculas

Molécula apolar

Uma molécula é considerada apolar quando não apre­senta ligações covalentes ou quando a resultante dos momentos dipolares elétricos é um vetor nulo.
É interessante reparar que a resultante é uma soma vetorial. Esta soma depende da geometria da molécula. Observe a molécula do dióxido de carbono (CO2) e do tetracloreto de carbono (CC14).

A repulsão máxima entre as nuvens eletrônicas gera um ângulo de 180°, portanto a molécula é linear. As ligações entre o carbono e o oxigênio são polares em decorrência da diferença de eletronegatividade, mas a soma dos vetores momento dipolo elétri­co é igual a zero, ou seja, a molécula é apolar.

Tetracloreto de carbono (apolar)

Note que nesses exemplos ocorre uma simetria da molécula, o que permite afirmar que ela é apolar.

Molécula polar

Uma molécula é considerada polar quando apresenta uma única ligação covalente polar ou quando a resultan­te dos momentos dipolares elétricos é um vetor diferen­te de zero.

É interessante reparar que a resultante é uma soma vetorial. Esta soma depende da geometria da molécula.

Força de interação dipolo-dipolo ou dipolo permanente

Ocorre entre moléculas polares. Os polos permanen­tes de uma molécula se associam, de modo oposto, com os da outra molécula, por causa da força de atracão en­tre cargas de sinais opostos. Observe a ilustração repre­sentativa do fenômeno. Note que nesses exemplos sempre ocorre uma assi­metria da molécula, o que permite afirmar que ela é polar.

Forças de interação intermolecular

São forças de atracão que ocorrem entre moléculas nos estados sólido e líquido. Elas podem ser de três naturezas, conforme a polaridade da molécula, e não exis­tem no estado gasoso. Portanto, em uma vaporização -passagem do estado líquido para o estado gasoso – ou em uma sublimação – passagem do estado sólido para o gasoso -, as forças quebradas são as intermoleculares.

Força de interação Vart der Waals ou dipolo induzido

É também conhecida como força de London e ocor­re entre moléculas apolares. Os elétrons, ao se desloca­rem para um lado da molécula, induzem o afastamento dos elétrons da outra molécula, criando assim um dipolo de modo induzido. Observe a ilustração representativa da indução.

Esse tipo de força ocorre sempre entre moléculas polares. Neste caso, em razão da diferença de eletronegatividade entre o H e o Ci, esta­belece-se a formação de um dipolo permanente.

Em decorrência da existência de dipolos permanen­tes, a força de interação entre as moléculas é forte. Força de interação ponte de hidrogênio ou ligação de hidrogênio. Ocorre entre moléculas polares que apresentam hidrogênio ligado a flúor, oxigênio ou nitrogênio, que são os três elementos mais eletronegativos. Como a eletro­negatividade do hidrogênio é uma das menores entre os ametais, a ligação entre ele e os outros átomos mencio­nados é muito polar, fazendo com que a atracão entre as moléculas seja muito forte. Observe os exemplos a seguir.

Em decorrência da não existência de dipolos perma­nentes, mas induzidos, a força de interação entre as mo­léculas é muito fraca.

Vale ressaltar a ordem crescente de força entre as interações intermoleculares (forças de atracão entre as moléculas) em conjunto com as intramoleculares (liga­ções químicas), que é a seguinte: Van der Waals < dipolo-dipolo < ponte de H < molecular < iônica < metálica.

Regras de solubilidade

A regra geral de solubilidade define que semelhante dissolve semelhante, ou seja, um solvente polar dissolve um soluto polar e um solvente apolar dissolve um soluto apolar. Uma substância será solúvel em água se com ela fi­zer ponte de hidrogênio.

Temperatura de ebulição

Ebulição é a passagem, à temperatura fixa e com a formação de bolhas, do estado líquido para o gasoso. Essa temperatura depende de dois fatores: o primei­ro é o tipo de interação entre as moléculas – quanto mais forte a interação, maior é a temperatura de ebulição; o segundo fator é a massa molecular da substância – quanto maior a massa, maior a temperatura de ebulição.

Quando substâncias de mesma força de interação são comparadas, é necessário ordená-las pela massa. Obser­ve o caso das temperaturas de ebulição, à pressão de l atm, dos gases hidrogênio (H2 = 2 u), nitrogênio (N2 = 28 u) e oxigênio (O2 = 32). Os três têm mesma interação do tipo Van der Waals, pois são moléculas apo­lares e devem ser ordenados conforme o critério da mas­sa molecular. Logo, a ordem crescente das temperaturas de ebulição é: H2 < N2 < O2.

Quando as massas são parecidas ou iguais, é necessá­rio ordenar os compostos pelo tipo de interação. Por exem­plo: O2 (32 u), H2S (34 u) e CH3OH (32 u). No primeiro composto, que é uma molécula apolar, a força de intera­ção é London (muito fraca). No segundo composto, que é uma molécula polar, a força de interação é dipolo-dipolo (forte). E no último composto, que é uma molécula polar que possui H ligado a O, a força de interação é ponte de H (muito forte). Pelo exposto, a ordem crescente de tem­peratura de ebulição é: O2 < H2S < CH3OH.

Ligação metálica

A ligação metálica ocorre entre átomos metálicos. A teoria mais aceita para explicar a ligação metálica é a dos elétrons livres, a qual diz que os elétrons da última ca­mada dos metais, que são fracamente atraídos pelo nú­cleo, saem do átomo metálico, transformando-o em um cátion. Esses elétrons ficam se movimentando livremente entre os cátions metálicos. Existiria então um “mar de elé­trons” ao redor desses cátions. Observe a figura a seguir.

A teoria dos elétrons livres explica o fato de os me­tais serem bons condutores elétricos e térmicos, bem como o caráter direcional da ligação metálica.

Propriedades dos compostos metálicos

Os compostos metálicos, de modo geral, apresentam as seguintes características:
•         todos são sólidos à temperatura ambiente, exceto mercúrio, que é líquido;
•         são bons condutores de calor e eletricidade;
•         têm brilho metálico característico quando poli­dos;
•         podem ser dúcteis (fios) e maleáveis (lâminas);
•         têm cor comum – prateada ou acinzentada, exceto ouro (dourado) e cobre (avermelhado);
•         são insolúveis em água, porém solúveis em so­luções ácidas, por reação química.