Forças Dipolo Dipolo



O forças dipolo dipoloou forças de Keesom são aquelas interações intermoleculares presentes em moléculas com momentos de dipolo 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 têm regiões definidas de altas e baixas densidades eletrônicas, o que só é possível se os elétrons "migram" preferencialmente para certos átomos: os mais eletronegativos.

A imagem superior ilustra as interações dipolo-dipolo entre duas moléculas A-B com momentos de dipolo permanente. Além disso, pode-se observar como as moléculas são orientadas para que as interações sejam eficientes. Desta forma, a região positiva δ + atrai a região negativa δ-.

De acordo com o acima, pode-se especificar que este tipo de interação é direcional (ao contrário das interações carga iônica). As moléculas em seu ambiente orientam seus pólos de tal maneira que, apesar de serem fracos, a soma de todas essas interações dá grande estabilidade intermolecular ao composto.

Isto resulta em compostos (orgânicos ou inorgânicos) capazes de formar interacções dipolo-dipolo exibindo pontos de ebulição ou fusão elevados.

Índice

  • 1 momento dipolar
    • 1.1 Simetria
    • 1.2 Assimetria em moléculas não lineares
  • 2 Orientações dos dipolos
  • 3 Interações por pontes de hidrogênio
  • 4 referências

Momento Dipolar

O momento dipolar μ de uma molécula é uma magnitude vetorial. Em outras palavras: depende das direções onde há um gradiente de polaridade. Como e por que esse gradiente se origina? A resposta está nos elos e na natureza intrínseca dos átomos dos elementos.

Por exemplo, na imagem superior A é mais eletronegativo que B, portanto, no link A-B, a maior densidade eletrônica localiza-se em torno de A.

Por outro lado, B "abre mão" de sua nuvem eletrônica e, portanto, está cercado por uma região pobre em elétrons. Essa diferença nas 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 +), os dois pólos aparecem, os quais, dependendo das distâncias entre eles, produzem magnitudes diferentes de μ, que são determinadas para cada composto. .

Simetria

Se uma molécula de um determinado composto tem um μ = 0, então é dito que é uma molécula apolar (mesmo que tenha gradientes de polaridade).

Para entender como a simetria - e, portanto, a geometria molecular - desempenha um papel importante nesse parâmetro, é necessário considerar o link A-B novamente.

Devido à diferença de suas eletronegatividades, existem regiões definidas ricas e pobres em elétrons.

E se os links fossem A-A ou B-B? Nestas moléculas não haveria momento dipolar, já que ambos os átomos atraem para eles da mesma maneira que os elétrons da ligação (cem por cento de ligação covalente).

Como pode ser visto na imagem, nem na molécula A-A nem na molécula B-B são regiões ricas ou pobres em elétron (vermelho e azul) agora observadas. Aqui outro tipo de forças é responsável por manter juntas2 e B2: interações dipolo-dipolo induzidas, também conhecidas como forças de Londres ou forças de dispersão.

Pelo contrário, se as moléculas fossem do tipo AOA ou BOB, haveria repulsões entre seus pólos, porque elas têm as mesmas cargas:

As regiões δ + de duas moléculas de BOB não permitem interação dipolo-dipolo eficiente; o mesmo acontece para as regiões δ das duas moléculas AOA. Além disso, ambos os pares de moléculas têm um μ = 0. O gradiente de polaridade O-A é cancelado vectorialmente com o da ligação A-O.

Consequentemente, no par AOA e BOB também as forças de dispersão entram em jogo, devido à ausência de uma orientação efetiva dos dipolos.

Assimetria em moléculas não lineares

O caso mais simples é o da molécula da CF4 (ou digite CX4). Aqui, C tem uma geometria molecular tetraédrica e as regiões ricas em elétrons estão nos vértices, especificamente nos átomos eletronegativos de F.

O gradiente de polaridade C-F é cancelado em qualquer uma das direções do tetraedro, fazendo com que a soma dos vetores de todos estes seja igual a 0.

Assim, embora o centro do tetraedro seja muito positivo (δ +) e seus vértices muito negativos (δ-), essa molécula não pode formar interações dipolo-dipolo com outras moléculas.

Orientações dos dipolos

No caso das moléculas lineares A-B, elas são orientadas de tal forma que formam as interações dipolo-dipolo mais eficientes (como visto na imagem acima). O acima é aplicável da mesma maneira para outras geometrias moleculares; por exemplo, os angulares no caso de moléculas de NO2.

Assim, estas interacções determinam se o composto A-B é um gás, um líquido ou um sólido à temperatura ambiente.

No caso dos compostos A2 e B2 (as das elipses roxas), é muito provável que sejam gasosas. No entanto, se os seus átomos são muito volumosos e facilmente polarizáveis ​​(o que aumenta as forças de Londres), então ambos os compostos podem ser sólidos ou líquidos.

Quanto mais fortes as interações dipolo-dipolo, maior a coesão entre as moléculas; da mesma forma, os pontos de fusão e ebulição do composto serão maiores. 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. Esta "agitação molecular" prejudica as orientações dos dipolos e, portanto, as forças intermoleculares do composto são enfraquecidas.

Interações por pontes de hidrogênio

Na imagem superior, cinco moléculas de água são mostradas interagindo com ligações de hidrogênio. Este é um tipo especial de interações 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 pontes de hidrogênio.

Assim, as ligações de hidrogênio são O-H-O, N-H-N e F-H-F, O-H-N, N-H-O, etc. Essas moléculas têm momentos de dipolos permanentes e muito intensos, que os orientam corretamente para "aproveitar ao máximo essas pontes".

Eles são energeticamente mais fracos que qualquer ligação covalente ou iônica. Embora a soma de todas as ligações de hidrogênio na fase de um composto (sólido, líquido ou gás) faça com que ele exiba propriedades que o definem como único.

Por exemplo, tal é o caso da água, cujas pontes de hidrogênio são responsáveis ​​por seu alto ponto de ebulição e que no estado de gelo é menos denso que a água líquida; razão pela qual os icebergs flutuam nos mares.

Referências

  1. Forças Dipolo-Dipolo. Retirado em 30 de maio de 2018, de: chem.purdue.edu
  2. Aprendizagem sem limites Força Dipolo-Dipolo. Retirado em 30 de maio de 2018, de: courses.lumenlearning.com
  3. Jennifer Roushar (2016). Forças Dipolo-Dipolo. Retirado em 30 de maio de 2018, de: sophia.org
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3 de maio de 2018). Quais são os exemplos de ligação de hidrogênio? Retirado em 30 de maio de 2018, de: thoughtco.com
  5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. e Ahern, K.G. (2002) Bioquímica. Terceira edição. Addison Wesley Longman, Inc., P 33.
  6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Química (8a ed.). CENGAGE Learning, p 450-452.
  7. Usuário Qwerter (16 de abril de 2011). Ligações de hidrogênio modelo 3D no. [Figura] Retirado em 30 de maio de 2018, de: commons.wikimedia.org