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Transcrição de vídeo

RKA2G - No vídeo sobre eletronegatividade, nós aprendemos como determinar quando uma ligação é covalente polar ou apolar. Neste vídeo, nós vamos ver como descobrir se uma molécula é polar ou apolar e como aplicar essa polaridade no que chamamos de forças intermoleculares. Forças intermoleculares, na verdade, são forças que existem entre as moléculas. Claro, essa força é diferente de força intramolecular, que é a força presente no interior da molécula. Uma força no interior da molécula é algo como uma ligação covalente e a força intermolecular seria a força existente entre as moléculas. Então, vamos primeiro à força intermolecular. Ela é chamada de interação dipolo-dipolo. Vamos entender o porquê desse nome. Se eu observar estas moléculas de acetona aqui e focar no carbono que faz uma ligação dupla com o oxigênio, eu sei que o oxigênio é mais eletronegativo do que o carbono. E, claro, nós também temos 4 elétrons nesta ligação dupla entre o carbono e o oxigênio. Eu vou colocar bem à vista os elétrons. Então, aqui nós temos dois elétrons e aqui, também, dois elétrons. E, pelo fato de que o oxigênio é mais eletronegativo, ele vai ter uma carga parcial negativa, porque está atraindo os elétrons para perto. E os elétrons, em amarelo, estão deixando o carbono. Isso faz com que o carbono perca um pouco da sua densidade eletrônica e, por isso, o carbono está se tornando parcialmente positivo. Coloco aqui: parcialmente positivo. Então, para esta molécula, nós vamos ter uma separação de cargas: uma carga positiva e uma carga negativa. Teremos uma dupla ligação polarizada. Por isso, temos dois pólos diferente: um negativo e um positivo. Por isso, a acetona é uma molécula relativamente polar. A mesma coisa acontece com a molécula de acetona aqui embaixo. Então, temos uma parcial negativa e uma parcial positiva. Esta também é uma molécula polar, ou seja, tem dois pólos. Cada molécula tem um momento dipolo. E, porque cada molécula é polar e tem a separação de cargas positiva e negativa, e na química orgânica nós sabemos que cargas opostas se atraem, então, este oxigênio negativamente carregado vai ser atraído por este carbono, que está positivamente carregado. Vai haver uma atração eletrostática entre as duas moléculas e é isso que vai manter essas duas moléculas unidas. Por isso, você precisaria de energia para tentar separá-las. É por isso que o ponto de ebulição da acetona é de aproximadamente 56º C. Ou seja, o ponto de ebulição é igual a 56º C e, como a nossa temperatura ambiente é de 25º C, a gente não alcança o ponto de ebulição da acetona e, portanto, a acetona ainda está líquida. Então, podemos dizer que, na temperatura e pressão ambientes, a acetona vai ser um líquido. A acetona vai ser um líquido. E isso tem a ver com a sua força intermolecular de interação dipolo-dipolo, que mantém essas moléculas unidas. E, claro, a força intermolecular, por sua vez, depende da eletronegatividade. Vamos ver outra força intermolecular, que nós chamamos de ligações de hidrogênio ou, simplesmente, pontes de hidrogênio. Então, aqui nós temos duas moléculas de água. E, de novo, se eu considerar estes elétrons entre o oxigênio e o hidrogênio, eu sei que o oxigênio é mais eletronegativo do que o hidrogênio. Então, o oxigênio vai atrair os elétrons para próximo dele. Isso vai dar ao oxigênio uma carga parcial negativa e, como o hidrogênio está perdendo a sua densidade eletrônica, ele vai ficar com uma carga parcial positiva. A mesma coisa acontece com esta molécula de água aqui. E, como já sabemos, aqui temos uma carga parcial negativa e, aqui, uma carga parcial positiva. E, como vimos no exemplo anterior, nós temos uma atração eletrostática entre as cargas opostas, ou seja, entre o oxigênio parcialmente negativo e o hidrogênio, que está parcialmente positivo. Então, esta é uma molécula polar. E esta aqui também é uma molécula polar. Você deve pensar que este é um exemplo de interação dipolo-dipolo. E é, mas neste caso é uma versão ainda mais forte de interação do que a dipolo-dipolo. Esta ligação é chamada de ligação de hidrogênio. Em algum tempo, já se pensou que o hidrogênio poderia formar uma ligação extra. É daí que vem esse termo. Mas claro que não é uma força intramolecular, realmente, porque, nesse caso, estamos falando de uma força intermolecular. Só que esta é a mais forte das forças intermoleculares. A forma de saber quando temos uma ponte de hidrogênio e não apenas uma interação dipolo-dipolo é ver onde o hidrogênio está ligado. Neste caso, nós temos um átomo muito eletronegativo aqui, que é o oxigênio, ligado ao hidrogênio. E o hidrogênio está interagindo com o oxigênio, que é o outro átomo eletronegativo. Então, aqui temos uma parcial negativa, aqui, uma parcial positiva e aqui, uma parcial negativa. Esta é a situação que você precisa ter quando tem uma ponte de hidrogênio. Aqui está o hidrogênio mostrando força intermolecular. O que muitos estudantes se esquecem é que esse hidrogênio tem que se ligar a um átomo eletronegativo, porque tem que haver uma diferença de eletronegatividade grande o suficiente para que haja um pouco de atração extra. Então, os três elementos eletronegativos que você deve lembrar para as pontes de hidrogênio são: o flúor, o oxigênio e o nitrogênio. Alguns estudantes usam, para lembrar disso, a abreviação "FON". Se você lembrar do FON como os átomos que podem participar das pontes de hidrogênio, você será capaz de lembrar dessa força intermolecular. O ponto de ebulição da água é de aproximadamente 100º C. E, claro, isso é mais alto do que nós vimos na acetona. Isso ocorre pelo fato das pontes de hidrogênio serem uma versão mais forte da interação dipolo-dipolo. Portanto, é necessário mais energia, ou mais calor, para separar as moléculas de água, ou seja, para levá-las ao estado gasoso. E, por isso, a água é líquida à temperatura ambiente. Vamos ver outra força intermolecular, que é chamada de força de dispersão de London. Elas são forças intermoleculares mais fracas, o que tem a ver com os elétrons que estão se movendo ao redor dos orbitais. Nesta molécula de metano, nós temos um carbono rodeado por quatro hidrogênios. É um pouco complicado de ver neste desenho. Você vai poder ver, em três dimensões, que estes hidrogênios estão saindo do carbono e são equivalentes em todas as direções. Como existe uma diferença pequena de eletronegatividade entre o carbono e o hidrogênio, essa pequena diferença vai ser cancelada em três dimensões. Por isso, a molécula de metano se torna apolar. Então, esta molécula aqui vai ser apolar (AP) e esta aqui também vai ser apolar. É por isso que não existe uma interação dipolo-dipolo e nem pontes de hidrogênio. A única força intermolecular que segura as duas moléculas de metano unidas seria a chamada força de London. E, de novo, se você pensar nos elétrons nestas ligações, que estão se movendo nos orbitais, vamos dizer que, para a molécula da esquerda, por um breve tempo, se, por um breve tempo, você pegar um pouco de carga negativa, porque os elétrons estão se concentrando aqui por acaso e, para esta molécula da direita e, por isso, ficando com uma carga parcial positiva, isso podia causar uma interação muito fraca entre essas moléculas, ou seja, uma interação muito fraca entre as moléculas de metano. É por isso que a força de London é considerada a mais fraca das forças intermoleculares. Mas, claro, apesar de fraca, ela está ali. Ela é a única coisa que faz com que as moléculas de metano fiquem unidas. E, por ser fraca, nós podemos esperar que a molécula de metano tenha ponto de ebulição muito baixo. E, na verdade, é: você pode conferir que o ponto de ebulição do metano é de -164º C. E, como a temperatura ambiente está em torno de 20 a 25º C, isso faz com que o metano seja evaporado e transformado em gás. Ou seja, o metano, à temperatura e pressão ambiente, é considerado um gás. É um gás. Agora, se você aumenta o número de carbonos, vai aumentar o número de forças de atrações possíveis. E, quando você faz isso, você acaba aumentando o ponto de ebulição dos outros hidrocarbonetos. Isso aumenta muito e, mesmo que a força de London seja a mais fraca, se você tiver moléculas maiores e somar todas as forças extras, ela pode se tornar bastante significativa quando você trabalhar com moléculas maiores. Isto é apenas um resumo de algumas das forças intermoleculares, para mostrar a aplicação da eletronegatividade e a importância dela.
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