Interações

Intermoleculares

Profº Márcio Bandeira

• A polaridade da moléculas;• Moléculas polares.

• Moléculas apolares.

Força intermolecular (Forças de Van der Waals)

Quando duas moléculas se aproximam há

uma interação de seus campos magnéticos

o que faz surgir uma força entre elas. É o

que chamamos de força intermolecular.

Essas forças variam de

intensidade, dependendo do tipo da

molécula (polar ou apolar) e, no caso das

polares, de quão polares elas são.

EXEMPLOS

H Cl H Cl

H2S H2S

SO2 SO2

Vamos ver então como são as forças quando aproximamos:

Íon x molécula polar: É a força mais forte e sua magnitude

pode ser compatível a de uma ligação covalente.

Molécula polar x molécula polar: Ocorre entre moléculas polares

da mesma substância ou de substâncias diferentes, ambas polares.

Esta força é muito conhecida como dipolo x dipolo ou dipolo-

permanente.

Ligações de hidrogênio: Quando ligado a um átomo pequeno e de

forte eletronegatividade (F, O ou N), o hidrogênio forma ligações

polares muito fortes. Seus pólos interagirão fortemente com outras

moléculas polares, formando uma forte rede de ligações

intermoleculares.

Molécula polar x molécula apolar: Conhecida como interação

dipolo x dipolo induzido, ocorrem porque moléculas polares (dipolos

permanentes) conseguem distorcer a distribuição de carga em outras

moléculas vizinhas, através de polarização induzida. Uma interação

desse tipo é uma interação fraca.

Propriedades das Substâncias em Solução Aquosa

Diferentes substâncias apresentam diferentes comportamentos

quando colocadas na presença de um solvente. Algumas se

dissolvem, outras não. Dentre aquelas que dissolvem, dois processos

são bastante importantes: dissociação e ionização

A dissociação e ionização resultam em soluções que possuem uma

característica comum: liberam íons na água, mas a origem desses

íons é que diferencia um processo do outro.

Dissociação iônica

Nesse caso, em que já existiam íons e apenas os

separamos, chamamos o processo de dissociação iônica, pois

tudo o que fizemos, repito, foi separar íons pré-existentes. É o que

acontece com os sais e as bases.

NaCl = Na+ + Cl-

CaCO3 = Ca2+ + CO32-

NaHCO3 = Na+ + HCO3-

LiOH = Li+ + OH-

Al(OH)3 = Al3+ + 3OH-

Importante: Compostos iônicos sofrem dissociação quando em

solução e quando fundidos.

Ionização

Alguns compostos moleculares, como os ácidos, quando colocados

em um solvente são "atacados" por esse solvente e acabam

formando íons. Perceba claramente que não existiam íons na

molécula original. Quando ela foi colocada na presença do

solvente, este conseguiu, por força magnética, "arrancar" um ou

mais de seus átomos mas, nesse processo, o átomo arrancado acaba

tendo que deixar um elétron para trás, tornando-se um íon.

Nesses casos, dizemos que houve uma ionização, pois uma

molécula que não possuía originalmente íons passa a tê-los (livres

no solvente). É o que acontece com os ácidos.

HCl = H+ + Cl-

H2SO4 = 2H+ + SO42-

H3CCOOH = H+ + H3>CCOO-

Importante: Substâncias moleculares

que sofrem ionização só o fazem

quando em solução. O processo não

ocorre quando essas substâncias

estão fundidas.

O que você deve lembrar

Ácidos: por serem compostos moleculares, sofrem ionização

quando em solução.

Sais e bases: por serem compostos iônicos, sofrem dissociação

quando em solução ou fundidos.

Segundo Arrhenius (1887), os ácidos são substâncias que ionizam

fornecendo íons H+, e bases são substâncias que dissociam em

íons OH-, ambos na presença de água.

Sal de Arrhenius - Composto resultante da neutralização de um

ácido por uma base, com eliminação de água. É formado por um

cátion proveniente de uma base e um ânion proveniente de um

ácido.

Óxido - Composto binário de oxigênio com outro elemento

menos eletronegativo.

Exemplo: HCl - ácido clorídrico

ÁCIDOS

HCl(g) + H2O H+(aq) + Cl-(aq)

HCl(g) + H2O H3O+(aq) + Cl-(aq)

Força dos Ácidos (segundo Arrhenius)

Um ácido forte é aquele que se ioniza completamente na

água, isto é, libera íons H+, porém não os recebe. O exemplo

anterior (ácido clorídrico) é um ácido forte. Outro é o ácido

nítrico.

Um ácido fraco também libera íons H+, porém

parcialmente, estabelecendo um equilíbrio químico. A maioria

dos ácidos orgânicos são deste tipo, e também alguns sais como

o cloreto de alumínio.

Ao tratar de hidrácidos:

São fortes os ácidos HCl, HBr e HI. HF é o único

moderado e os demais são ácidos fracos.

Ao tratar de Oxiácidos:

Considere a notação geral: Hx(Elemento)Oy. Teremos um

ácido forte se: y - x >= 2 (y - x > 1). Um ácido moderado

se: y - x = 1 . Um ácido fraco se: y - x = 0 (y = x)

Classificação dos ácidos

Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis

Monácidos - liberam um íon H+ por molécula: HCl, HNO3,

HClO4, etc.

Diácidos - liberam dois íons H+ por molécula: H2S, H2CO3,

H2SO4, etc.

Triácidos - liberam três íons H+ por molécula: H3BO3, H3PO4,

H3SO4, etc.

Tetrácidos - liberam quatro íons H+ por molécula: H4P2O7,

H4SiO4, etc.

Quanto a presença de oxigênio

Hidrácidos: sem oxigênio (fórmula geral: HnA)

Oxiácidos: com oxigênio (formula geral: HnA0)

Quanto a força

N é o número de moléculas que foram ionizadas pelo número total

de moléculas. Força:

Forte: Grau de ionização acima de 50%

Semi-forte: Grau de ionização entre 30% a 50%

Fraco: Grau de ionização de 10% a 30%

Semi-fraco: Grau de ionização de 4% a 10%

Superfraco: Grau de ionização de 1% a 4%

Insignificante: Grau de ionização até 1%

Quanto a volatilidade

Fixos: H2SO4, H3PO4, H3BO3, H3PO3

Voláteis : HCl, HBr, HI, H2S, HCN, HNO3, entre outros.

Classificação dos ácidos

Quanto ao número de grupos funcionais (H+)

Monopróticos: H3PO2

Dipróticos: H2S, H2Cr2O7, H2MnO4, H3PO3, etc.

Quanto ao grau de hidratação

Orto: Ácido hidratado: H3PO4 (Fosfórico)

Meta: Ácido menos uma molécula de água: H3PO4 - H2O = HPO3

(Metafosfórico)

Piro: 2 ácidos menos uma molécula de água: 2 H3PO4 - H2O =

H4P2O7 (Pirofosfórico)

Classificação dos ácidos

Hidrácidos: Nos ácidos sem oxigênio a nomenclatura é bem

simples, é só seguir a regra abaixo:

Ácido .................. ídrico

nome do elemento

Os nomes dos hidrácidos são formados acrescentando-se a

terminação ídrico às primeiras letras do nome do elemento

químico.

Exemplos:

HCl – ácido clorídrico

HBr – ácido bromídrico

HI – ácido iodídrico

NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS

Oxiácidos: Os nomes dos ácidos com oxigênio são dados a partir das reações de

ionização dos mesmos:

Demonstração: faça a reação de ionização do ácido H2CO3.

H2CO3 → 2 H+ + CO3-2

O ânion CO3-2 é denominado de carbonato, a partir desse nome estabeleça uma

comparação seguindo o quadro abaixo:

Tabela de sufixos para Oxiácidos

Ânions Sufixo

ITO oso

ATO ico

Como a terminação de carbonato é ATO, a nomenclatura para o ácido da qual

deriva este ânion será Ácido carbônico (sufixo – ico):

H2CO3 → 2 H+ + CO3-2

Ácido carbônico Carbonato