11.2: Forças Intermoleculares vs Intramoleculares

As forças intermoleculares (FIMs) são atrações eletrostáticas decorrentes de interações carga-carga entre moléculas. A força da força intermolecular é influenciada pela distância de separação entre moléculas. As forças afectam significativamente as interações em sólidos e líquidos, onde as moléculas estão próximas umas das outras. Nos gases, as FIMs tornam-se importantes apenas em condições de alta pressão (devido à proximidade de moléculas de gás). As forças intermoleculares determinam as propriedades físicas das substâncias, tais como o seu ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, e entalpias de fusão e vaporização. Quando um líquido é aquecido, a energia térmica adquirida pelas suas moléculas supera as FIMs que as mantêm no lugar, e o líquido ferve (converte-se em estado gasoso). Os pontos de ebulição e de fusão dependem do tipo e da força das forças intermoleculares. Por exemplo, um líquido de alta ebulição, como a água (H₂O, p.e. 100 °C), apresenta forças intermoleculares mais fortes em comparação com um líquido de baixa ebulição, como o hexano (C₆H₁₄, p.e. 68,73 °C).

Embora existam forças intermoleculares entre moléculas, forças intramoleculares existem dentro das moléculas e mantêm os átomos de uma determinada molécula juntos. As forças intramoleculares mantêm uma molécula intacta; uma mudança no estado de uma substância não afecta as interações intramoleculares. Por exemplo, embora a fusão do gelo perturbe parcialmente as forças intermoleculares entre moléculas de H₂O sólida, reorganizando-as e convertendo gelo em água líquida, não quebra moléculas de H₂O individuais.

As forças intramoleculares podem ser iónicas, covalentes, ou metálicas na natureza.

Os átomos ganham (não metais) ou perdem eletrões (metais) para formar iões (aniões e catiões) com configurações eletrónicas particularmente estáveis. Os compostos constituídos por iões são chamados compostos iónicos (ou sais), e os iões que os constituem são mantidos juntos por ligações iónicas: forças eletrostáticas de atração entre catiões e aniões opostamente carregados. Por exemplo, o cloreto de magnésio (MgCl₂) é um composto iónico constituído por catiões de magnésio e aniões de cloreto mantidos juntos por fortes ligações iónicas.

Uma ligação covalente (não polar ou polar) é formada quando são partilhados eletrões entre átomos, e uma molécula é formada. As ligações covalentes não polares surgem quando os átomos partilham eletrões igualmente, como no hidrogénio (H₂). Ligações covalentes polares formam-se devido à partilha desigual de eletrões; um átomo exerce uma força de atração mais forte sobre os eletrões do que o outro. Um exemplo é o cloreto de hidrogénio, HCl.

Sólidos metálicos como cristais de cobre, alumínio, e ferro são formados por átomos de metal. Os átomos dentro de um sólido metálico são mantidos juntos por uma força única conhecida como ligação metálica que dá origem a muitas propriedades importantes úteis e variadas.

As forças intermoleculares são muito mais fracas em comparação com as forças intramoleculares. Por exemplo, para superar as FIMs em um mole de HCl líquido e convertê-lo em HCl gasoso requer apenas cerca de 17 quilojoules. No entanto, para quebrar as ligações covalentes entre átomos de hidrogénio e de cloro em um mole de HCl, é preciso cerca de 25 vezes mais energia, ou seja, 430 quilojoules.

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Chapter 10: Liquids and Solids.

As substâncias químicas formam-se quando os átomos ou íons interagem eletrostaticamente. Por exemplo, um átomo de oxigênio e dois átomos de hidrogênio unem-se covalentemente para formar uma molécula de água. Essas forças de ligação que mantêm os átomos juntos dentro de uma molécula são chamadas de forças intramoleculares.

As forças intramoleculares ditam as propriedades químicas como a estabilidade e os tipos de ligações químicas. Os três tipos básicos são iónicos, covalentes e ligações metálicas. Uma ligação iónica é formada pela transferência de elétrons de valência de um átomo metálico para um átomo não-metálico, que resulta num atração eletrostática entre os íons opostamente carregados.

Forma-se uma ligação covalente quando os átomos não metálicos partilham os seus elétrons de valência. Por último, a ligação metálica resultada da interação entre o conjunto de íons metálicos positivos e um agregado comum de elétrons de valência deslocalizados. No entanto, as interações eletrostáticas não existem apenas dentro de uma molécula mas também entre moléculas.

Por exemplo, na água seja sólida, líquida, ou gasosa as moléculas interagem via interações eletrostáticas não vinculativas ditando o estado da matéria. Estas interações são chamadas de forças intermoleculares e influenciam várias propriedades físicas, como os pontos de fusão e de ebulição. As forças intermoleculares podem ser categorizadas em vários tipos.

As fortes forças íon-dipolo ocorrem entre os íons e as moléculas polares;as forças dipolo dipolo existem entre as moléculas polares, com a ligação de hidrogênio sendo um tipo especial de força dipolo dipolo;e finalmente, a mais fraca de todas forças de dispersão existem em todas as moléculas, polares e não polares, e são o resultado de dipolos temporários. As forças intermoleculares são fracas porque as cargas pequenas ou parciais estão a interagir em grandes distâncias, como em comparação com as forças intramoleculares, que são fortes devido às grandes interações eletrostáticas sobres curtas distâncias. Por exemplo, em água líquida, as moléculas são separadas por uma distância média de cerca de 300 picometros, característica das forças intermoleculares comparativamente mais fracas.

Consequentemente, é necessário o aquecimento de água até apenas 100 C para superar estas forças intermoleculares e moléculas de transição de água da fase líquida para a fase de vapor. Em contraste com isto, o comprimento da ligação O-H na água é de 96 picometros, característica das ligações intramoleculares mais fortes. É preciso aquecer a água acerca de 1000 C, muito mais do que o seu ponto de ebulição, para quebrar esta ligação intramolecular.