Forças Intermoleculares
Quando estamos analisando mudanças de estado físico, ou seja, solidificação, fusão, ebulição e sublimação, devemos estudar as forças intermoleculares, para entendermos o porque de alguns compostos apresentarem altos ou baixos pontos de fusão e ebulição, pois nestes casos as moléculas não são desfeitas, simplesmente as interações entre estas moléculas mudam de acordo com as energias fornecidas ou retiradas.
* FORÇAS ÍON-DIPOLO: A hidratação é um exemplo de interação íon-dipolo, pois a molécula de água é polar, tem dois pares de elétrons que não estão fazendo ligações. Quando um íon está em uma solução contendo água, um certo número de moléculas de água irão se ligar a esta íon, por causa das diferenças de cargas entre as moléculas de água e o íon.
Se nesta solução tivermos um CÁTION, a carga parcial negativa do átomo de oxigêno da água irá se aproximar do cátion, devido a sua carga positiva, e em consequência, os átomos de hidrogênio da água que tem carga parcial positiva irão ser repelidos pelo cátion. Espera-se então que as moléculas de água se aglomerem ao redor do cátion com os átomos de oxigênio apontando para o centro, e os átomos de hidrogênio apontando para o exterior.
A situação inversa será vista se analisarmos um ÂNION, nesta situação os átomos de hidrogênio das moléculas de água estariam apontando para o centro, enquanto os átomos de oxigênio das moléculas de água, estariam apontando para o exterior.
* FORÇAS DIPOLO-DIPOLO: É uma interação entre moléculas polares, um exemplo deste tipo de interação é vista por exemplo no cloro-metano (CH3Cl), que tem uma carga parcial negativa no átomo de Cl, e uma carga parcial positiva espalhada pelos átomos de H.
Quando estas moléculas estão num sólido, a carga parcial negativa de um átomo de Cl é atraida pela carga parcial positiva dos átomos de H, de uma molécula vizinha e em consequência é repelida pelas cargas iguais, ou seja, o mesmo átomo de Cl que é atraído pelos átomos de H, é repelido pelo átomo de Cl da molécula vizinha por terem o mesmo tipo de carga.
A mesma situação acontece para os átomos de H que são atraídos pelos átomos de Cl, porém, também são repelidos pelos átomos de H da molécula vizinha.
As interações Dipolo-Dipolo são mais fracas do que as forças entre íons, e caem rapidamente com a distância, isto é, quanto maior a distância entre estas moléculas menor será a interação, isso ocorre especialmente nas fases líquidas e gás, em que as moléculas estão em rotação.
* FORÇAS DE LONDON (Também conhecida como Dipolo induzido-Dipolo induzido):
Intuitivamente podemos pensar que não existem interações atrativas entre moléculas não-polares, esta idéia é errada, sabemos que os elétrons não são estáticos, com posições bem definidas no espaço, muito pelo contrário, a todo momento eles estão se movimentando a uma velocidade próxima a velocidade da luz. Devido a este intenso movimento, ao redor do núcleo de um átomo temos o que chamamos de densidade eletrônica, pois se pudessemos tirar uma foto de um átomo, iriamos ver uma nuvem de elétrons, e esta nuvem pode se deslocar fazendo que por algum instante a molécula fique com um polo negativo e parte de seu núcleo timidamente exposto, esta pequena exposição do núcleo gera um polo positivo na molécula.
Este simples deslocamento da nuvem eletrônica é o suficiente para que haja interações entre moléculas, uma vez que basta uma molécula ter um dipolo instantâneo, para que induza as outras moléculas a também terem dipolos instantâneos e assim interagirem entre si.
* LIGAÇÃO HIDROGÊNIO: Apesar do nome, a ligação hidrogênio NÃO é uma ligação covalente, e sim uma atração intermolecular, esta diferença é muito importante de se entender, pois em uma ligação hidrogênio, não existe compartilhamento e nem "doação" de elétrons, apenas atração.
Neste caso um átomo de hidrogênio fica entre dois átomos pequenos, que são fortemente eletronegativos, e que tem pares isolados de elétrons, isso ocorre principalmente com os átomos de N, O e F. A situação mais comum encontrada é quando temos os grupos O-H, N-H ou H-F, onde um destes exemplos cede o átomo de H, e a outra molécula cede o par isolado de elétrons. (a palavra "ceder" neste caso não significa um compartilhamento nem "doação", como citado anteriormente, utilizou-se este termo apenas para a melhor vizualização das interações entre H e os pares isolados de elétrons).
Exemplificando: Se imaginarmos uma molécula de água (H2O), temos que a água é polar com sua carga parcial negativa no átomo de oxigênio, e sua carga parcial positiva nos átomos de hidrogênio, como oxigênio é muito eletronegativo, os elétrons da molécula de água, estarão mais próximos dele, fazendo com que o átomo de hidrogênio fique quase que completamente desprotegido, e isso possibilita uma interação muito forte deste hidrogênio desprotegido e com sua carga parcial positiva, com o átomo de oxigênio de uma molécula vizinha, já que este átomo possui pares isolados de elétrons, esta atração forte é chamada de LIGAÇÃO HIDROGÊNIO, e é o que mantêm as moléculas de água juntas, e é também a explicação para o alto ponto de ebulição da água, pois para romper uma ligação hidrogênio é necessário muita energia.