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LIGAÇÕES INTERMOLECULARES e GEOMETRIA MOLECULAR


LIGAÇÕES INTERMOLECULARES / INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
Os sólidos iônicos estão unidos por causa da forte atração entre seus íons cátions e seus íons ânions. A maioria dos metais são sólidos a temperatura ambiente por causa da ligação metálica.
As substâncias que tem ligações covalentes podem ser, em temperatura ambiente, sólida, liquida ou gasosa. Isto mostra que as interações entre estas moléculas podem ser maiores ou menores.
Existem três tipos de interações intermoleculares. Elas servem somente para as substâncias que possuem ligações covalentes. São elas:
- Pontes de Hidrogênio ou Ligações de Hidrogênio;
- Forças dipolo-dipolo, dipolo-permanente ou dipolar;
- Forças de London, Forças de Van der Waals ou dipolo-induzido.
Pontes de Hidrogênio
Esta interação intermolecular pode ser chamada também de Ligações de Hidrogênio. É realizada sempre entre o hidrogênio e um átomo mais eletronegativo, como flúor, oxigênio e nitrogênio.

    Flúor
H  +  Oxigênio
Nitrogênio

É característico em moléculas polares. Podem ser encontrados no estado sólido e liquido.
É a ligação mais forte de todas, devida à alta eletropositividade do hidrogênio e à alta eletronegatividade do flúor, oxigênio e nitrogênio. De um lado, um átomo muito positivo e do outro, um átomo muito negativo. Isto faz com que a atração entre estes átomos seja muito forte. Por isso, em geral são sólidos ou líquidos.
Exemplos:
H2O, HF, NH3
Uma conseqüência das pontes de hidrogênio que existem na água é a sua elevada tensão superficial. As moléculas que estão no interior do líquido atraem e são atraídas por todas as moléculas vizinhas, de tal modo que as essas forças se equilibram. Já as moléculas da superfície só são atraídas pelas moléculas de baixo e dos lados. Consequentemente, essas moléculas se atraem mais fortemente e criam uma película parecida com uma película elástica na superfície da água. Este fenômeno ocorre com todos os líquidos, mas com a água, acontece mais intensamente. A tensão superficial explica alguns fenômenos, como por exemplo, o fato de alguns insetos caminharem sobre a água e a forma esférica das gotas de água.
Dipolo-Dipolo
Esta interação intermolecular pode ser chamada também de dipolo-permanente ou dipolar.
Ocorre em polares. É menos intensa que as pontes de hidrogênio.
Quando a molécula é polar, há de um lado um átomo mais eletropositivo e do outro, um átomo mais eletronegativo.
Estabelece-se de modo que a extremidade negativa do dipolo de uma molécula se oriente na direção da extremidade positiva do dipolo de outra molécula.
Assim:
Exemplos:
HCl, HBr, HI
Forças de London
Esta interação intermolecular pode ser chamada também de dipolo-induzido ou Forças de Van der Waals.
É a interação mais fraca de todas e ocorre em moléculas apolares. Neste caso, não há atração elétrica entre estas moléculas. Deveriam permanecer sempre isolados e é o que realmente acontece porque, em temperatura ambiente, estão no estado gasoso.
São cerca de dez vezes mais fracas que as ligações dipolo-dipolo.
A molécula mesmo sendo apolar, possui muitos elétrons, que se movimentam rapidamente. Pode acontecer, em um dado momento, de uma molécula estar com mais elétrons de um lado do que do outro. Esta molécula estará, portanto, momentaneamente polarizada e por indução elétrica, ira provocar a polarização de uma molécula vizinha (dipolo induzido), resultando uma fraca atração entre ambas. Esta atração é a Força de London.
Exemplos:
Cl2, CO2, H2
Quadro-Resumo das propriedades físicas e os tipos de ligações:
Tipo de substância
Metálica
Iônica
Covalente polar
Covalente apolar
Partícula
Átomos e cátions
Íons
moléculas
Moléculas
Atração entre as partículas
Por “elétrons livres”
Atração eletrostática
Pontes de hidrogênio ou dipolo-dipolo

Van der Waals
Estado físico
Sólido (exceto Hg)
Sólido
Líquido
Gasoso
PF e PE
Alto
Alto
Baixo
Muito baixo
Condutividade elétrica
Alta (sólidos e líquidos), sem atração da substância
Alta (fundidos ou em solução)
Praticamente nula quando pura. Condutora quando em solução

Nula
Solubilidade em solventes comuns

Insolúvel
Solúvel em solvente polar
Solúvel em solvente polar
Solúvel em solvente apolar
Dureza
Dura, mas maleável e dúctil
Dura, porém quebradiça

-

-
Geralmente, usa-se a regra que semelhante dissolve semelhante. Isto quer dizer que solvente polar dissolve substância polar e que solvente apolar dissolve substância apolar. Mas nem sempre esta regra está correta. A água, por exemplo, é uma substância polar e pode dissolver o álcool etílico, que é apolar.
GEOMETRIA MOLECULAR
A geometria molecular explica como estão dispostos os átomos dentro da molécula. Os átomos tendem a ficar numa posição mais espaçada e esparramada possível. Assim, conseguem adquirir a estabilidade. As geometrias moleculares são: linear, angular, trigonal planar, piramidal, tetraédrica, octaédrica, forma de T, bipirâmide trigonal, gangorra ou tetraédrica distorcida, quadrado planar, pirâmide de base quadrática.
Veja as principais geometrias moleculares:
Linear
Ex: 
Para moléculas diatômicas (com dois átomos).
Polar – átomos diferentes: HCl       H – Cl
Apolar – átomos iguais: H2              H – H

Para moléculas triatômicas (com três átomos), sem sobra de elétrons do elemento central. Apolares.
Formam um ângulo de 180°.
CS2              S – C – S         

Angular
Para moléculas triatômicas com sobra de elétrons. Polares.
Formam um ângulo de 109°28´.
Trigonal Planar
Para moléculas tetratômicas sem sobra de elétrons. Apolares.


Piramidal
Para moléculas tetratômica, com sobra de um par de elétrons. Polares.
      
    
Tetraédrica
Para moléculas pentatômicas com átomo central. Apolares.
           

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