Aula_5_Interacoes_Moleculares_e_Materiais_Quimica_Geral_Teorica_Andreia_A._Costa

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Aula 5 – Interações Moleculares, 
Propriedades e Materiais 
Profª: Andréia Alves Costa 
Estados da Matéria 
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Figura 1. Estados físicos da matéria. 
Estados da Matéria 
Tabela 1. Propriedades características dos estados da matéria. 
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Formação de Fases 
 O estado da matéria mais simples é o gás. 
 As forças intermoleculares são as responsáveis 
pela existência das três diferentes fases. 
 Fase Gasosa 
 Fase Líquida 
 Fase Sólida 
 
 
 
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Fases Condensadas 
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Forças Intramoleculares e 
Forças Intermoleculares 
 A ligação covalente que mantém dois átomos unidos é uma força 
intramolecular (“força dentro da molécula”). 
 A atração entre duas moléculas é uma força intermolecular (“força 
entre moléculas”). 
 Forças intermoleculares são muito mais fracas do que as forças 
intramoleculares. 
 Quando uma substância funde ou entra em ebulição, forças 
intermoleculares são rompidas (não as ligações covalentes). 
Forças Íon-Dipolo 
 Existe entre um íon e a carga parcial em certo lado de 
uma molécula polar. 
 A mais forte de todas as forças intermoleculares. 
 
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Figura 2. O lado negativo da molécula polar está orientado em direção ao cátion 
(a); o lado positivo da molécula polar está orientado em direção ao ânion (b). 
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Forças de Van der Waals 
 Dentre as interações intermoleculares (ou forças 
intermoleculares), as Forças de Van der Waals são as 
mais fracas. 
 Estas interações envolvem apenas átomos e moléculas 
e podem ser subdivididas em: 
 
dipolo – dipolo 
dipolo – dipolo induzido 
dipolo instantâneo – dipolo induzido 
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Dipolo-Dipolo 
 Estas interações também são conhecidas como dipolo-dipolo 
permanente ou forças de Debye e ocorrem apenas entre moléculas 
heteronucleares que apresentam momento dipolar permanente. 
 
 
 Considerando uma molécula do tipo AB. Devido a diferença de 
eletronegatividade entre os átomos haverá uma separação de carga 
q na molécula. 
 Os centros de gravidade das cargas positiva e negativa estarão 
separados por uma distância R. 
 Neste caso, o momento dipolar m será definido por: 
 = qR 
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Dipolo-Dipolo 
Figura 3. Interação dipolo-dipolo. 
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Dipolo-Dipolo 
 A energia liberada na formação da interação 
dipolo-dipolo entre duas moléculas é dada pela 
equação abaixo: 
 
 E = 12/2r
3 
 
 Onde 1 e 2 são os momentos dipolares da 
espécies 1 e 2, r é a distância entre elas e  é 
uma constante (permissividade de cargas no 
vácuo). 
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Dipolo-Dipolo 
 As forças dipolo-dipolo são mais fracas que íon-dipolo. 
 No entanto, existem exemplos em que a interação 
dipolo-dipolo é suficientemente forte para manter as 
moléculas no estado físico sólido. 
 Exemplos: SbCl3 e SbOCl. 
 
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Dipolo-Dipolo 
 As interações dipolo-dipolo influenciam de forma marcante os 
pontos de fusão e ebulição de espécies moleculares. 
Polar Apolar 
Espécie MM PF (oC) PE (oC) Espécie MM PF (oC) PE (oC) 
AsH3 78 -116 -55 GeH4 77 -165 -89 
ICl 162 27 97 Br2 160 -7 59 
 As espécies moleculares AsH3 e GeH4, como também ICl e Br2, 
têm MM semelhantes, mas as espécies polares apresentam 
valores de P.F. e P.E. superiores devido as interações dipolo-
dipolo. 
Forças Dipolo-Dipolo 
Tabela 2. Massas moleculares, momentos de dipolo e pontos de 
ebulição de várias substâncias orgânicas comuns. 
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 Quanto maior o momento de dipolo, maior a interação 
entre as moléculas, e consequentemente, maior o ponto de 
ebulição. 
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Ligação Hidrogênio 
 A ligação hidrogênio é uma situação extrema da 
interação dipolo-dipolo. 
 
 Podem ser observadas em espécies que contém 
hidrogênio ligado a espécies muito eletronegativas (ex.: 
N, O, F, etc.). 
 
 Desse modo, a ligação covalente é muito polarizada, 
fazendo com que o hidrogênio interaja com outro átomo 
eletronegativo. 
 
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Ligação Hidrogênio 
 Quanto mais forte a ligação hidrogênio, mais 
enfraquecida será a ligação covalente entre o hidrogênio 
e o átomo eletronegativo que originou o dipolo. 
 
 Neste tipo de interação, a ligação está deslocalizada e o 
hidrogênio efetua duas ½ ligações. 
 
 As energias das ligações hidrogênio são elevadas, 
chegando a superar muitas ligações covalentes. 
 
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Ligação Hidrogênio 
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Ligação Hidrogênio 
Dipolo-Dipolo Induzido 
 Ocorre quando moléculas polares induzem, ou criam um dipolo em 
uma molécula apolar. 
 Esse processo de indução é chamado de polarização. Moléculas 
maiores são mais polarizáveis. 
 Polarizabilidade é a facilidade com que a distribuição de cargas em 
uma molécula pode ser distorcida por um campo elétrico externo. 
 Exemplo: O2 dissolvido em H2O 
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Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido 
 Essas interações somente podem ser observados em espécies 
apolares ou que apresentem momento dipolar pequeno. 
 As regiões espaciais contendo densidade eletrônica podem sofrer 
pequenas flutuações fazendo com que o centro gravitacional de 
cargas positivas e negativas não coincidam. 
 Assim, um momento dipolar instantâneo poderá induzir um dipolo 
entre espécies próximas. 
 
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Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido 
 Esse fenômeno é denominado interação dipolo 
instantâneo-dipolo induzido ou forças de dispersão ou 
forças de London. 
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Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido 
 Quanto maior for o tempo que uma determinada espécie 
conseguir manter-se polarizada, maior será a sua 
capacidade de indução na espécie vizinha: 
 Esse tempo é função da carga q e da distância r. 
 Um valor grande de r produz um dipolo com maior tempo 
de vida. 
 As espécies que possuem maior capacidade de 
polarização são as mais volumosas. 
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 Quanto maior for a molécula mais polarizável ela é. 
 As forças de London aumentam à medida que a massa 
molecular aumenta. 
 As forças de London dependem da forma da molécula, 
quanto maior a área de contato, maior a força. 
Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido 
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Exemplo 
 Considere uma espécie do tipo X2, onde X é um 
halogênio, a ordem de polarizabilidade será: 
 
 F2 < Cl2 < Br2 < I2 
 
 O flúor e o cloro são gases a temperatura ambiente, 
enquanto que o bromo e o iodo são líquido e sólido, 
respectivamente. 
 
Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido 
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Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido 
 Quanto maior a massa molecular, maior a interação entre as 
moléculas, maior o ponto de ebulição. 
Tabela 3. Massas moleculares versus ponto de ebulição. 
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 A energia liberada nas forças de London em um par 
molecular pode ser expressa pela equação abaixo: 
 
 E = 2/r6 
 
 onde  é o momento dipolar instantâneo,  a 
polarizabilidade e r a distância entre as espécies. 
 
 As forças de London são mais fracas que as forças de 
Debye (ou forças dipolo – dipolo induzido). 
Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido 
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Forças de Interação 
Propriedades Físicas 
 Viscosidade 
 Tensão Superficial 
 Pressão de Vapor 
 Ponto de Ebulição 
 Ponto de Fusão 
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Viscosidade 
 Viscosidade é a resistência de um líquido em fluir. 
 Um líquido flui através do deslizamento das moléculas sobre outras. 
 Quanto mais fortes são as forças intermoleculares, maior é a 
viscosidade. 
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Tabela 4 . Viscosidades de uma série de hicrocarbonetos a 20 ºC. 
Tensão Superficial 
 As moléculas presentes em um líquido são igualmente 
atraídas pelas suas vizinhanças.
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Força direcional para o 
interior do líquido, 
contraindo a superfície. 
Essa resistência criada na 
superfície é chamada de 
tensão superficial. 
Tensão Superficial 
 A tensão superficial é a energia existente na superfície 
de um líquido, necessária para definir a área superficial 
de um líquido. 
 As forças de coesão ligam as moléculas entre si. 
 As forças de adesão ligam as moléculas a uma 
superfície. 
 
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Tensão Superficial 
 Ação capilar: Quando um tubo de vidro estreito é 
colocado em água, as forças de adesão puxam a 
água para o topo do tubo. 
Menisco é a forma da superfície do líquido. 
–Se as forças de adesão são maiores do que as 
forças de coesão, a superfície do líquido é atraída 
para o seu recipiente mais do que as moléculas 
volumosas. Portanto, o menisco tem formato de U. 
–Se as forças de coesão são maiores do que as 
forças de adesão, o menisco é curvo para baixo. 
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Pressão de Vapor 
 É a pressão da fase gasosa de uma substância em equilíbrio com o 
líquido puro em um recipiente fechado. 
 Em qualquer sólido ou líquido, as interações intermoleculares 
mantém o sistema unido. 
 Em qualquer sistema molecular, as velocidades das partículas 
individuais variam. 
 Se uma molécula tiver energia suficiente para superar essas forças 
de atração, ela irá escapar para a fase vapor. 
 Esse é o princípio da evaporação. 
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Pressão de Vapor 
 Trata-se de uma propriedade característica de uma substância em 
particular, em uma temperatura específica. 
 Quanto maior a pressão de vapor, mais volátil é o líquido. 
 
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Figura. Pressão de vapor de algumas substâncias. 
Ponto de Ebulição 
 O ponto de ebulição é definido como a temperatura na 
qual sua pressão de vapor é igual a 1 atm. 
 O ponto de ebulição de um líquido também depende das 
forças intermoleculares e está intimamente ligado à 
pressão de vapor. 
 
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Fase Líquida Fase Gasosa 
Ponto de Ebulição 
Substância Pressão de Vapor (Torr) Ponto de Ebulição (ºC) 
Água 23,76 100 
Acetona 200 56,2 
Metanol 108 64,96 
Ácido Cianídrico (HCN) 657 26 
CCl4 99 76,4 
CCl3F 717 23,8 
CCl2F2 4448 -29,8 
Formaldeído 3525 -21 
Etano 29.380 -88,63 
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Ponto de Fusão 
 O ponto de fusão designa a temperatura a qual uma 
substância passa do estado sólido ao estado líquido. 
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Mudanças de Fases 
Figura. Variações de energia acompanhando as mudanças de fase. 
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Mudanças de Fases 
Variações de energia acompanhando as mudanças de fase 
 
 Sublimação: Hsub > 0 (endotérmica). 
 Vaporização: Hvap > 0 (endotérmica). 
 Derretimento ou Fusão: Hfus > 0 (endotérmica). 
 Deposição: Hdep < 0 (exotérmica). 
 Condensação: Hcond < 0 (exotérmica). 
 Congelamento: Hcong < 0 (exotérmica). 
 
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Diagrama de Fases 
 Diagrama de fases: gráfico que resume as condições de 
equilíbrio entre os estados da matéria. 
 Dada uma temperatura e uma pressão, os diagramas de 
fases nos dizem em qual fase uma substância existirá. 
 Qualquer combinação de temperatura e pressão que não 
esteja em uma curva representa uma fase única. 
 
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Diagrama de Fases 
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Diagrama de Fases da Água 
• A curva do ponto de fusão inclina 
para a esquerda porque o gelo é 
menos denso do que a água. 
• O ponto triplo ocorre a 0,0098C e a 
4,58 mmHg. 
• O ponto de fusão (congelamento) é 
0C. 
• O ponto de ebulição normal é 100C. 
• O ponto crítico é 374C e 218 atm. 
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Fase Sólida 
 Os elementos, em sua maioria são sólidos em 
temperaturas e pressões normais. 
 Quando consideramos essa categoria de átomos e 
moléculas arranjados em estado sólido temos: 
Sólidos cristalinos 
Sólidos amorfos. 
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Formam-se quando forças 
atrativas unem as moléculas. 
Fases Condensadas 
Fase Sólida 
 Estrutura cristalina: substâncias que assumem arranjos 
regulares, repetitivos e geométricos. 
 Estrutura amorfa: substâncias que solidificam-se em 
arranjos aleatórios. 
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Figura 2. Sílica (SiO2) apresentada em duas estruturas:(a) estrutura do quartzo, 
um sólido cristalino; (b) estrutura do vidro, sólido amorfo. 
Células Unitárias 
 Um sólido cristalino pode ser 
representado por uma rede 
tridimensional, chamada de 
rede cristalina. 
 A unidade de um sólido 
cristalino que se repete é 
chamada de célula unitária. 
 
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Tipos de Células Unitárias 
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 Cúbica simples: cada átomo é compartilhado por 
oito células unitárias 
 Cúbica de corpo centrado (ccc):os átomos das 
extremidades são compartilhados por oito células 
unitárias, e o átomo central está completamente 
incluso em uma célula unitária. 
 Cúbica de face centrada (cfc): os átomos das 
extremidades são compartilhados por oito células 
unitárias, e os átomos das faces são 
compartilhados por duas células unitárias. 
Células Unitárias 
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A fração de um átomo que ocupa uma célula unitária para 
várias posições na célula unitária é dada por: 
Exemplo: NaCl 
Figura . Em (a) os íons Cl- estão nos vértices da célula unitária; em (b) os 
íons Na+ estão nos vértices da célula unitária. Ambas as escolhas são 
aceitáveis para o modelo cúbico de face ecntrada. 
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Exemplo: NaCl 
 Duas maneiras equivalentes de definir a célula unitária: 
– os íons de Cl- (maiores) estão nas extremidades da 
célula, ou 
– os íons de Na+ (menores) estão nas extremidades da 
célula. 
 A proporção cátion-ânion em uma célula unitária é a 
mesma para o cristal. No NaCl, cada célula unitária 
contém o mesmo número de íons de Na+ e de Cl-. 
 
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Exemplo: NaCl 
Para encontrar o número total de Na+ e Cl- em cada célula do cristal de 
NaCl: 
Na+ 
 ¼ de Na+ por aresta (são 12 arestas) = 3 Na+ 
 1 Na+ por centro = 1 Na+ 
 Total = 4 Na+ 
Cl- 
 1/8 Cl- por vértice (são 8 vértices) = 1 Cl- 
 ½ Cl- por face (são 6 faces) = 3 Cl- 
 Total = 4 Cl- 
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Assim, cada célula contém 4 Na+ para 4 Cl-. 
Esse resultado está de acordo com a estequimetria. 
Tipos de Sólidos 
 Existem quatro tipos de sólidos: 
– Moleculares (formados a partir de moléculas) – 
normalmente macios, com pontos de ebulição baixos 
e condutividade ruim. 
– Rede covalente (formada de átomos) – muito duros, 
com pontos de fusão muito altos e condutividade ruim. 
– Iônicos (formados de íons) – duros, quebradiços, 
com pontos de ebulição altos e condutividade ruim. 
– Metálicos (formados a partir de átomos de metais) – 
macios ou duros, pontos de ebulição altos, boa 
condutividade, maleáveis e dúcteis. 
 
50 
Tipos de Sólidos 
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Tabela. Tipos de sólidos cristalinos. 
Sólidos Moleculares 
 Forças intermoleculares: dipolo-dipolo, dispersão de 
London e ligações de H. 
 Forças intermoleculares fracas, que dão origem a baixos 
pontos de fusão. 
 Gases e líquidos à temperatura ambiente normalmente 
formam sólidos moleculares em baixa temperatura. 
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Figura: Iodo (I2), exemplo de sólido molecular. 
Sólidos Covalentes ou 
Reticulares 
 Forças intermoleculares são do tipo dipolo-dipolo, dispersão de 
London e ligações de hidrogênio. 
 São tipicamente duros e rígidos, com P.E. e P.F. elevados. 
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Figura. Estruturas do diamante (a) e do grafite (b), exemplos de sólidos covalentes. 
Sólidos Iônicos 
 Íons (esféricos) mantidos 
unidos por forças 
eletrostáticas de atração. 
 Essa estrutura depende 
geralmente das cargas e 
dos tamanhos relativos dos 
íons. 
 
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Sólidos Metálicos 
 São maleáveis, dúcteis
e bons condutores de 
eletricidade e calor. 
 Problema: a ligação é forte demais para a dispersão de 
London e não há elétrons suficientes para ligações 
covalentes. 
 Solução: os núcleos de metal flutuam em um mar de 
elétrons. 
 Os metais conduzem porque os elétrons estão 
deslocalizados e são volúveis. 
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Sólidos Metálicos 
Figura. Modelo de “mar de elétrons”. Os elétrons de valência dos átomos 
metálicos são deslocalizados e movem-se livremente por todo o 
sólido. 
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Impacto Sobre os Materiais 
 Essa mobilidade de elétrons de valência explica o brilho, 
a maleabilidade, a ductilidade e a elevada condutividade 
térmica e elétrica dos metais. 
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A - Condutividade 
elétrica 
 
B - Condutividade 
térmica 
Brilho 
Maleabilidade 
Ductilidade 
Ligas Metálicas 
 São materiais metálicos que são misturas de dois ou mais metais. 
 São mais resistentes que o metal puro, mas conduzem menos 
eletricidade. 
 
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Liga Composição % m:m 
Latão Até 40% de Ni em Cu 
Bronze Outro metal em cobre (para fundição: 
10% de Sn e 5% de Pb) 
Cuproníquel 25% de Ni em Cu 
Peltre 6% de Sb e 1,5% de Cu em Sn 
Solda Sn em Pb 
Aço Inoxidável Acima de 12% de Cr em Fe 
Tipos de Liga 
 Liga substitucional: os átomos tem praticamente o 
mesmo tamanho, os átomos inseridos substituem os 
átomos do metal de raio semelhante. 
 Liga intersticial: ao átomos do elemento inserido são 
bem menores que o átomo do metal, e assim entram nos 
intersticios do retículo do metal. 
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Tipos de Aço 
Tipo de Aço % de Carbono Propriedades e 
Aplicações 
Aço de baixo teor de C  0,15 Ductilidade e baixa 
dureza – arames 
Aço de moderado teor de C 
 
0,15 a 0,25 Cabos, pregos, 
grades e 
ferraduras. 
Aço de médio teor de C 
 
0,20 a 0,60 Pregos, vigas, 
trilhos e outros 
componentes 
estruturais 
Aço de alto teor de C 
 
0,61 a 1,5 Facas, navalhas, 
ferramentas de 
corte e brocas. 
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Outras Ligas 
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Cerâmicas 
• As cerâmicas são inorgânicas, não-metálicas, sólidas, 
cristalinas, amorfas rígidas (por exemplo, o vidro), 
quebradiças. 
• São estáveis a altas temperaturas, menos densas do 
que os metais, mais elásticas do que os metais e de 
ponto de fusão muito alto. 
• Exemplos típicos: alumina (Al2O3), carbeto de silício 
(SiC), zircônia (ZrO2) e berila (BeO). 
 
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Aplicações de Cerâmicas 
• Usada na indústria de instrumentos cortantes. 
• Usada na indústria eletrônica (circuitos 
semicondutores integrados normalmente 
fabricados de alumina). 
• Materiais de piezoelétrica (geração de um 
potencial elétrico após estresse mecânico) 
usados em relógios e geradores ultrasônicos. 
• Usada na fabricação de cerâmicas nos ônibus 
espaciais. 
 
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Polímeros 
• Os polímeros são moléculas gigantescas, constituídas de muitas e 
muitas moléculas menores, chamadas monômeros. 
Tipos de Polimerização 
• Polímeros de Adição: os monômeros são adicionados uns aos 
outros. 
• Polimeros de Condensação: as moléculas ligam-se por meio da 
eliminação de uma molécula pequena (por exemplo, a água). 
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N
H
H H O C
O
+ N
H
C
O
H O H+
Polímeros 
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Tipos de Polímeros 
• Plástico: materiais que podem ser moldados. 
• Termoplástico: materiais que podem ser moldados mais de uma vez. 
• Termocurado: materiais que podem ser moldados apenas uma vez. 
• Elastômero: material que é de alguma forma elástico. Se uma 
quantidade moderada de força deformante é adicionada, o elastômero 
retornará à sua forma original. Útil para fibras. 
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Outros Materiais 
 Cristais Líquidos 
 Biomateriais 
 Filmes Finos 
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