Polaridade e forças intermoleculares
Por que o óleo de cozinha não se mistura com a água, mas some na gasolina? E por que a água, uma molécula tão pequena, é líquida à temperatura ambiente, enquanto o metano, de tamanho parecido, é gás? A resposta está em como os elétrons se distribuem nas moléculas e em como as moléculas se atraem umas às outras.
Geometria e polaridade da molécula
Numa ligação covalente entre átomos de eletronegatividades diferentes, os elétrons ficam mais perto do átomo mais eletronegativo. Esse átomo fica com carga parcial negativa ($\delta^-$) e o outro, com carga parcial positiva ($\delta^+$). A ligação é polar.
Cada ligação polar pode ser representada por uma seta, o vetor momento dipolar ($\vec{\mu}$), que aponta do polo positivo para o negativo. Mas a molécula inteira só é polar se a soma desses vetores não der zero.
No $\text{CO}_2$, as duas ligações $\text{C=O}$ são polares, mas apontam em sentidos opostos e se anulam: a molécula é apolar. Na água, a geometria angular faz os vetores se somarem: a molécula é polar, com o oxigênio negativo e os hidrogênios positivos.
Veja como a geometria decide em outros casos:
| Molécula | Geometria | Ligações polares? | Molécula |
|---|---|---|---|
| $\text{CH}_4$ | tetraédrica | pouco polares, simétricas | apolar |
| $\text{BF}_3$ | trigonal plana | sim, simétricas | apolar |
| $\text{NH}_3$ | piramidal | sim, assimétricas | polar |
| $\text{HCl}$ | linear (2 átomos) | sim | polar |
| $\text{O}_2$, $\text{Cl}_2$ | linear | não (mesmo elemento) | apolar |
A molécula de gás carbônico, $CO_2$, tem geometria linear, e a molécula de água, $H_2O$, tem geometria angular. Indique qual das duas é polar e qual é apolar, e explique…
A molécula de gás carbônico, $CO_2$, tem geometria linear, e a molécula de água, $H_2O$, tem geometria angular. Indique qual das duas é polar e qual é apolar, e explique em uma ou duas frases o papel da geometria nessa classificação.
Considere as moléculas $BF_3$ (trigonal plana) e $NH_3$ (piramidal). As ligações $B-F$ e $N-H$ são ambas polares. Explique por que $BF_3$ é apolar e $NH_3$ é polar,…
Considere as moléculas $BF_3$ (trigonal plana) e $NH_3$ (piramidal). As ligações $B-F$ e $N-H$ são ambas polares. Explique por que $BF_3$ é apolar e $NH_3$ é polar, usando o conceito de momento dipolar resultante e a geometria de cada molécula.
Forças intermoleculares
Moléculas neutras também se atraem. Essas atrações, chamadas forças intermoleculares, são bem mais fracas que as ligações covalentes ou iônicas, mas decidem se uma substância é gás, líquida ou sólida. Existem três tipos principais:
| Força | Quando atua | Exemplo |
|---|---|---|
| Dipolo induzido (forças de London) | em todas as moléculas; é a única nas apolares | $\text{CH}_4$, $\text{I}_2$ |
| Dipolo permanente | entre moléculas polares | $\text{HCl}$, $\text{SO}_2$ |
| Ligação de hidrogênio | H ligado a F, O ou N, atraído por um F, O ou N de outra molécula | $\text{H}_2\text{O}$, $\text{NH}_3$, $\text{HF}$ |
-
London: os elétrons se movem e, por instantes, a nuvem eletrônica fica mais densa de um lado. Surge um dipolo temporário, que induz outro na molécula vizinha. Quanto maior a nuvem eletrônica (mais elétrons, moléculas maiores), mais intensa a força.
-
Dipolo permanente: o polo positivo de uma molécula atrai o polo negativo da outra.
-
Ligação de hidrogênio: um caso especial e bem forte de dipolo permanente. O hidrogênio, muito positivo por estar ligado a $\text{F}$, $\text{O}$ ou $\text{N}$ (átomos pequenos e muito eletronegativos), é atraído por um par de elétrons livre de outra molécula.
Em ordem geral de intensidade: London < dipolo permanente < ligação de hidrogênio (para moléculas de tamanho parecido).
Cite o nome da força intermolecular predominante em cada substância a seguir: $CH_4$, $HCl$ e $H_2O$. Escolha entre dipolo induzido (forças de London), dipolo permanente…
Cite o nome da força intermolecular predominante em cada substância a seguir: $CH_4$, $HCl$ e $H_2O$. Escolha entre dipolo induzido (forças de London), dipolo permanente e ligações de hidrogênio.
Para que uma molécula forme ligações de hidrogênio, o hidrogênio precisa estar ligado a certos elementos muito eletronegativos. Cite quais são esses elementos e dê um…
Para que uma molécula forme ligações de hidrogênio, o hidrogênio precisa estar ligado a certos elementos muito eletronegativos. Cite quais são esses elementos e dê um exemplo de substância, além da água, que faça esse tipo de interação.
Pontos de ebulição
Para ferver uma substância é preciso vencer as forças entre as moléculas. Quanto mais fortes as forças intermoleculares, maior o ponto de ebulição (PE).
| Substância | Força predominante | PE (°C) |
|---|---|---|
| $\text{CH}_4$ | London | −162 |
| $\text{HCl}$ | dipolo permanente | −85 |
| $\text{H}_2\text{O}$ | ligação de hidrogênio | 100 |
A água é uma molécula leve, mas suas ligações de hidrogênio a deixam líquida a temperatura ambiente. Já o metano, só com London, ferve a −162 °C.
Tamanho também importa. Entre moléculas com o mesmo tipo de força, a maior tem PE maior, pois sua nuvem eletrônica é maior e as forças de London são mais intensas. Veja os halogênios, todos apolares:
| Halogênio | Estado a 25 °C |
|---|---|
| $\text{F}_2$ | gás |
| $\text{Cl}_2$ | gás |
| $\text{Br}_2$ | líquido |
| $\text{I}_2$ | sólido |
A nuvem eletrônica cresce de $\text{F}_2$ para $\text{I}_2$, as forças de London aumentam e o estado físico passa de gás a sólido.
Ramificação. Entre isômeros de mesma fórmula, a molécula alongada tem mais superfície de contato e mais London; a ramificada, mais compacta, tem PE menor.
Observe os pontos de ebulição aproximados de três substâncias: | Substância | Fórmula | Ponto de ebulição (°C) | |---|---|---| | Metano | $CH_4$ | -162 | | Cloreto de…
Observe os pontos de ebulição aproximados de três substâncias:
| Substância | Fórmula | Ponto de ebulição (°C) |
|---|---|---|
| Metano | $CH_4$ | -162 |
| Cloreto de hidrogênio | $HCl$ | -85 |
| Água | $H_2O$ | 100 |
Relacione a ordem crescente dos pontos de ebulição com o tipo de força intermolecular predominante em cada substância.
Os halogênios $F_2$, $Cl_2$, $Br_2$ e $I_2$ são moléculas apolares. À temperatura ambiente, o flúor e o cloro são gases, o bromo é líquido e o iodo é sólido. Explique…
Os halogênios $F_2$, $Cl_2$, $Br_2$ e $I_2$ são moléculas apolares. À temperatura ambiente, o flúor e o cloro são gases, o bromo é líquido e o iodo é sólido. Explique essa tendência considerando as forças de London e o tamanho das nuvens eletrônicas. Depois, argumente por que o iodo se dissolve melhor em um solvente apolar, como o hexano, do que em água, e indique o que você esperaria da solubilidade do $I_2$ em etanol, que tem uma parte polar e uma parte apolar.
Solubilidade: semelhante dissolve semelhante
Para uma substância se dissolver em outra, as novas interações soluto–solvente precisam ser parecidas com as que existiam antes. Daí a regra:
Por isso:
-
o óleo (apolar) não se mistura com a água (polar, ligações de hidrogênio), mas se dissolve na gasolina (apolar);
-
o sal de cozinha (iônico) e o açúcar (muitos grupos $-\text{OH}$) se dissolvem na água;
-
o iodo ($\text{I}_2$, apolar) se dissolve bem em hexano e mal em água.
Moléculas com duas partes. O etanol tem uma parte polar ($-\text{OH}$, que faz ligação de hidrogênio) e outra apolar (cadeia carbônica). Por isso se mistura tanto com a água quanto, em boa medida, com a gasolina. É o que torna possível a mistura etanol–gasolina nos postos. Quanto maior a cadeia apolar, menos solúvel em água é o álcool.
Ana ficou em dúvida ao ver que o óleo de cozinha não se mistura com a água, mas se dissolve bem na gasolina. Explique esse fato usando a polaridade das substâncias e a…
Ana ficou em dúvida ao ver que o óleo de cozinha não se mistura com a água, mas se dissolve bem na gasolina. Explique esse fato usando a polaridade das substâncias e a regra "semelhante dissolve semelhante". Cite o tipo de interação que predomina entre as moléculas de água.
O etanol, $CH_3CH_2OH$, e o éter dimetílico, $CH_3OCH_3$, têm a mesma fórmula molecular, $C_2H_6O$. O etanol ferve a cerca de 78 °C, e o éter dimetílico, a cerca de -24…
O etanol, $CH_3CH_2OH$, e o éter dimetílico, $CH_3OCH_3$, têm a mesma fórmula molecular, $C_2H_6O$. O etanol ferve a cerca de 78 °C, e o éter dimetílico, a cerca de -24 °C. Compare as duas substâncias quanto às forças intermoleculares possíveis entre suas moléculas e explique a grande diferença entre os pontos de ebulição. Em seguida, discuta qual das duas deve se misturar melhor com a água e por quê.
De volta ao início: o óleo não se mistura com a água porque é apolar e a água é polar, com fortes ligações de hidrogênio; na gasolina, também apolar, ele se dissolve. E a água é líquida, ao contrário do metano, justamente por essas ligações de hidrogênio.
Resumo
-
Uma molécula é polar quando o momento dipolar resultante não é zero; depende das ligações e da geometria.
-
Moléculas simétricas ($\text{CO}_2$, $\text{BF}_3$, $\text{CH}_4$) são apolares; angulares e piramidais ($\text{H}_2\text{O}$, $\text{NH}_3$) são polares.
-
Forças intermoleculares: London (todas, crescem com o tamanho), dipolo permanente (polares) e ligação de hidrogênio (H ligado a F, O ou N).
-
Quanto mais fortes as forças intermoleculares, maior o ponto de ebulição.
-
Semelhante dissolve semelhante: polar em polar, apolar em apolar.