- Momento dipolo
- Simetria
- Assimetria em moléculas não lineares
- Orientações dos dipolos
- Interações de ligação de hidrogênio
- Referências
As forças dipolo dipolo ou forças de Keesom são aquelas interações intermoleculares presentes em moléculas com momentos dipolares permanentes. É uma das forças de Van der Waals e, embora esteja longe de ser a mais forte, é um fator chave que explica as propriedades físicas de muitos compostos.
O termo "dipolo" refere-se explicitamente a dois pólos: um negativo e um positivo. Assim, falamos de moléculas dipolares quando elas possuem regiões definidas de alta e baixa densidade eletrônica, o que só é possível se os elétrons “migrarem” preferencialmente em direção a determinados átomos: os mais eletronegativos.
A imagem superior ilustra as interações dipolo-dipolo entre duas moléculas AB com momentos de dipolo permanentes. Da mesma forma, pode-se observar como as moléculas são orientadas para que as interações sejam eficientes. Assim, a região positiva δ + atrai a região negativa δ-.
De acordo com o exposto, pode ser especificado que este tipo de interação é direcional (ao contrário das interações carga-carga iônica). As moléculas em seu ambiente orientam seus pólos de tal forma que, embora sejam fracas, a soma de todas essas interações dá ao composto grande estabilidade intermolecular.
Isso resulta em que os compostos (orgânicos ou inorgânicos) capazes de formar interações dipolo-dipolo exibem altos pontos de ebulição ou fusão.
Momento dipolo
O momento de dipolo µ de uma molécula é uma quantidade vetorial. Em outras palavras: depende das direções em que existe um gradiente de polaridade. Como e por que esse gradiente se origina? A resposta está nas ligações e na natureza intrínseca dos átomos dos elementos.
Por exemplo, na imagem superior, A é mais eletronegativo do que B, portanto, na ligação AB a maior densidade de elétrons está localizada em torno de A.
Por outro lado, B “desiste” de sua nuvem de elétrons e, portanto, é cercado por uma região pobre em elétrons. Essa diferença de eletronegatividades entre A e B cria o gradiente de polaridade.
Como uma região é rica em elétrons (δ-) enquanto a outra é pobre em elétrons (δ +), surgem os dois pólos que, dependendo das distâncias entre eles, originam magnitudes diferentes de µ, que são determinadas para cada composto.
Simetria
Se uma molécula de um determinado composto tem µ = 0, então é considerada uma molécula apolar (mesmo que tenha gradientes de polaridade).
Para entender como a simetria - e, portanto, a geometria molecular - desempenha um papel importante neste parâmetro, é necessário considerar a ligação AB novamente.
Devido à diferença em suas eletronegatividades, existem regiões definidas ricas e pobres em elétrons.
E se os links fossem AA ou BB? Nessas moléculas não haveria momento de dipolo, pois ambos os átomos atraem para si da mesma forma os elétrons da ligação (ligação cem por cento covalente).
Como pode ser visto na imagem, nem a molécula AA nem a BB agora mostram regiões ricas ou pobres em elétrons (vermelho e azul). Aqui, outro tipo de força é responsável por manter A 2 e B 2 juntos: as interações dipolo-dipolo induzidas, também conhecidas como forças de London ou forças de dispersão.
Pelo contrário, se as moléculas fossem do tipo AOA ou BOB, haveria repulsões entre seus pólos porque têm cargas iguais:
As regiões δ + de duas moléculas BOB não permitem interação dipolo-dipolo eficiente; o mesmo acontece para as regiões δ- das duas moléculas AOA. Da mesma forma, ambos os pares de moléculas têm µ = 0. O gradiente de polaridade OA é vetorialmente cancelado com o da ligação AO.
Consequentemente, as forças de dispersão também entram em jogo no par AOA e BOB, devido à ausência de orientação efetiva dos dipolos.
Assimetria em moléculas não lineares
O caso mais simples é o da molécula CF 4 (ou do tipo CX 4). Aqui, C tem uma geometria molecular tetraédrica e regiões ricas em elétrons são encontradas nos vértices, especificamente nos átomos eletronegativos de F.
O gradiente de polaridade CF se cancela em qualquer uma das direções do tetraedro, fazendo com que a soma vetorial de todos estes seja igual a 0.
Assim, embora o centro do tetraedro seja muito positivo (δ +) e seus vértices muito negativos (δ-), esta molécula não pode formar interações dipolo-dipolo com outras moléculas.
Orientações dos dipolos
No caso das moléculas AB lineares, elas são orientadas de forma que formem as interações dipolo-dipolo mais eficientes (como mostrado na imagem acima). O acima é aplicável da mesma forma para outras geometrias moleculares; por exemplo, os angulares no caso das moléculas de NO 2.
Assim, essas interações determinam se o composto AB é um gás, um líquido ou um sólido à temperatura ambiente.
No caso dos compostos A 2 e B 2 (aqueles das elipses roxas), é muito provável que sejam gasosos. No entanto, se seus átomos forem muito volumosos e facilmente polarizáveis (o que aumenta as forças de London), ambos os compostos podem ser sólidos ou líquidos.
Quanto mais fortes forem as interações dipolo-dipolo, maior será a coesão entre as moléculas; da mesma forma, quanto mais altos são os pontos de fusão e ebulição do composto. Isso ocorre porque temperaturas mais altas são necessárias para "quebrar" essas interações.
Por outro lado, um aumento na temperatura faz com que as moléculas vibrem, girem e se movam com mais frequência. Essa "agitação molecular" prejudica as orientações dos dipolos e, portanto, as forças intermoleculares do composto são enfraquecidas.
Interações de ligação de hidrogênio
Na imagem superior, cinco moléculas de água são mostradas interagindo por ligações de hidrogênio. Este é um tipo especial de interação dipolo-dipolo. A região pobre em elétrons é ocupada por H; e a região rica em elétrons (δ-) é ocupada pelos átomos altamente eletronegativos N, O e F.
Ou seja, moléculas com átomos de N, O e F ligados a H podem formar ligações de hidrogênio.
Assim, as ligações de hidrogênio são OHO, NHN e FHF, OHN, NHO, etc. Essas moléculas têm momentos dipolares permanentes e muito intensos, que as orientam corretamente para "aproveitar" essas pontes.
Eles são energeticamente mais fracos do que qualquer ligação covalente ou iônica. Porém, a soma de todas as ligações de hidrogênio na fase de um composto (sólido, líquido ou gasoso) faz com que ele exiba propriedades que o definem como único.
Por exemplo, é o caso da água, cujas ligações de hidrogênio são responsáveis por seu alto ponto de ebulição e por serem menos densas no estado de gelo que a água líquida; razão pela qual os icebergs flutuam nos mares.
Referências
- Forças dipolo-dipolo. Obtido em 30 de maio de 2018, em: chem.purdue.edu
- Aprendizagem sem limites. Força Dipolo-Dipolo. Obtido em 30 de maio de 2018, em:ourses.lumenlearning.com
- Jennifer Roushar. (2016). Forças dipolo-dipolo. Obtido em 30 de maio de 2018, em: sophia.org
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3 de maio de 2018). Quais são os exemplos de ligação de hidrogênio? Obtido em 30 de maio de 2018, em: Thoughtco.com
- Mathews, CK, Van Holde, KE e Ahern, KG (2002) Biochemistry. Terceira edição. Addison Wesley Longman, Inc., P 33.
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning, p 450-452.
- Usuário Qwerter. (16 de abril de 2011). Modelo 3D de ligações de hidrogênio no banheiro.. Obtido em 30 de maio de 2018, em: commons.wikimedia.org