Ligação de Van der Waals
A ligação interatômica mais fraca, isto é, com menor energia de ligação, é a chamada ligação de van der Waals (1). Ela ocorre entre átomos neutros, átomos de gases nobres (He,Ne,Ar,Kr,Xe,Rn), entre moléculas não-polares e, de forma geral, em todos os líquidos e sólidos. Entretanto, ela somente tem importância quando não existem outros tipos de ligações químicas presentes.
As ligações de van der Waals são mais fracas que as ligações intermoleculares de moléculas polares, como o HCl e , que não formam ligações de hidrogênio. Ligações de tipo van der Waals são, também, mais fracas que as ligações intermoleculares entre uma molécula polar e outra apolar, pois a molécula polar induzirá polaridade na molécula apolar.
Estas observações não devem reduzir a importância do fenômeno da teoria de van der Waals, pois com esta teoria é possível descrever um grande número de fenômenos físicos, tais como os fenômenos de superfície. As ligações de van der Waals são também importantes na determinação da estrutura e de propriedades de polímeros naturais e biológicos e são, muitas vezes, suficientemente fortes para determinar os arranjos finais de grupos de átomos nos sólidos. De um ponto de vista tecnológico, esse tipo de ligação é cada vez mais importante na produção industrial de peças e componentes de dimensões nanométricas (2), necessários em circuitos eletrônicos, fotônica, produção de fármacos, etc.
As ligações de dipolo permanente como a ligação de hidrogênio são ligações direcionais, mas as ligações de van der Waals dipolo são ligações de dipolos flutuantes. Uma ligação de van der Waals aparece porque, num instante qualquer, há um pouco mais de elétrons de um lado do núcleo do que do outro lado; os centros das cargas positivas e negativas não coincidem nesse momento e produz-se daí um dipolo fraco. Existe então uma força entre as extremidades opostas dos dipolos, em átomos adjacentes, e que tende a mantê-los juntos (Veja Figura 1.o). A ligação produzida por esses dipolos flutuantes é não-direcional e é tipicamente de uma ordem de grandeza menor do que a ligação de hidrogênio. Estas forças, conforme primeiro sugeriu van der Waals, seriam uma das razões por que os gases reais se afastam da lei dos gases perfeitos. É também a força que permite aos átomos dos gases inertes se condensarem em baixas temperaturas.
As ligações de van der Waals são mais fracas que as ligações intermoleculares de moléculas polares, como o HCl e , que não formam ligações de hidrogênio. Ligações de tipo van der Waals são, também, mais fracas que as ligações intermoleculares entre uma molécula polar e outra apolar, pois a molécula polar induzirá polaridade na molécula apolar.
Estas observações não devem reduzir a importância do fenômeno da teoria de van der Waals, pois com esta teoria é possível descrever um grande número de fenômenos físicos, tais como os fenômenos de superfície. As ligações de van der Waals são também importantes na determinação da estrutura e de propriedades de polímeros naturais e biológicos e são, muitas vezes, suficientemente fortes para determinar os arranjos finais de grupos de átomos nos sólidos. De um ponto de vista tecnológico, esse tipo de ligação é cada vez mais importante na produção industrial de peças e componentes de dimensões nanométricas (2), necessários em circuitos eletrônicos, fotônica, produção de fármacos, etc.
As ligações de dipolo permanente como a ligação de hidrogênio são ligações direcionais, mas as ligações de van der Waals dipolo são ligações de dipolos flutuantes. Uma ligação de van der Waals aparece porque, num instante qualquer, há um pouco mais de elétrons de um lado do núcleo do que do outro lado; os centros das cargas positivas e negativas não coincidem nesse momento e produz-se daí um dipolo fraco. Existe então uma força entre as extremidades opostas dos dipolos, em átomos adjacentes, e que tende a mantê-los juntos (Veja Figura 1.o). A ligação produzida por esses dipolos flutuantes é não-direcional e é tipicamente de uma ordem de grandeza menor do que a ligação de hidrogênio. Estas forças, conforme primeiro sugeriu van der Waals, seriam uma das razões por que os gases reais se afastam da lei dos gases perfeitos. É também a força que permite aos átomos dos gases inertes se condensarem em baixas temperaturas.
Forças de Van der Waals: são divididas em vários tipos, conforme a natureza das partículas:
- Íon - Dipolo permanente: Atração entre um íon e uma molécula polar (dipolo).
- Íon - Dipolo induzido: Atração entre um íon e uma molécula apolar. O íon causa uma atração ou repulsão eletrônica com a nuvem eletrônica da molécula apolar, causando uma deformação da nuvem eletrônica na molécula apolar e provocando a formação de dipolos (induzidos).
- Dipolo permanente - Dipolo permanente: Atração entre moléculas polares. Os dipolos atraem-se pelos polos opostos (positivo-negativo).
- Dipolo permanente - Dipolo induzido: Atração entre uma molécula polar e uma molécula apolar. O dipolo causa repulsão eletrônica entre seu pólo positivo e a nuvem eletrônica da molécula apolar e uma repulsão entre esta nuvem e seu pólo negativo. Isso causa uma deformação da nuvem eletrônica na molécula apolar, provocando a formação de dipolos (induzidos).
- Dipolo induzido - Dipolo induzido: Também chamada Força de dispersão de London, é uma atração que ocorre entre moléculas apolares, que quando se aproximam umas das outras, causam uma repulsão entre suas nuvens eletrônicas, que então se deformam, induzindo a formação de dipolos. Essa força é mais fraca que a do tipo dipolo permanente - dipolo permanente. Logo, as substâncias que apresentam esse tipo de ligação apresentam menor ponto de fusão e ebulição.Quanto maior for o tamanho da molécula, mais facilmente seus elétrons podem se deslocar pela estrutura. Maior é então, a facilidade de distorção das nuvens eletrônicas, e mais forte são as forças de dispersão de London. Isso faz com que a substância tenha maior ponto de ebulição.
Veja abaixo a representação das principais forças de Van der Waals:
Ligações de hidrogênio:
Também conhecidas como pontes de hidrogênio, são um caso especial da atração entre dipolos permanentes. As ligações de hidrogênio são atrações intermoleculares anormalmente intensas e ocorrem entre moléculas que apresentam ligações entre hidrogênio e átomos muito eletronegativos (F, O, N). Devido às pequenas dimensões de H, F, O e N e devido também à grande diferença de eletronegatividade, nas ligações destes elementos com o hidrogênio, ocorrem pólos intensos em volumes muito pequenos.
A ligação de hidrogênio é um enlace químico em que o átomo de hidrogênio é atraído simultaneamente por átomos muito eletronegativos, atuando como uma ponte entre eles. As ligações de hidrogênio podem existir no estado sólido e líquido e em soluções. É condição essencial para a existência da ligação de hidrogênio a presença simultânea de um átomo de hidrogênio ácido e de um receptor básico. Hidrogênio ácido é aquele ligado a um átomo mais eletronegativo do que ele, de maneira que o seu elétrons sofra um afastamento parcial. Receptor básico é uma espécie química que possua um átomo ou grupo de átomos com alta densidade eletrônica, sendo que o ideal é a presença de pelo menos um par de elétrons livres. A ligação de hidrogênio pode ser de dois tipos:
As ligações de hidrogênio são atrações muito fortes e contribuem de modo decisivo na ligação intermolecular total, o que explica os pontos de ebulição anormalmente altos de moléculas como H2O, NH3 e HF, em relação aos hidretos das respectivas famílias. As moléculas podem apresentar mais de um tipo de força intermolecular, que então se interagem para aumentar a coesão entre as moléculas. Nos álcoois, por exemplo, o metanol (H3C - OH) tem PE = 64,6º C e o etanol (H3C - CH2 - OH) tem PE = 78,4º C. A principal força intermolecular existente entre as moléculas dos álcoois é a ligação de hidrogênio, mas como a molécula de etanol é maior, as dispersões de London são mais intensas. Logo, da interação das duas forças, resulta um maior ponto de ebulição, em relação ao metanol. Outra consideração importante é que, quanto maior o número de grupos OH ou NH, maior será a intensidade das ligações de hidrogênio e maior será o ponto de ebulição.
Forças intermoleculares
No estado gasoso as moléculas se encontram bem afastadas, com grande grau de desordem.
No estado líquido as moléculas se encontram um pouco mais organizadas, com um grau de liberdade de movimentação um pouco menor. Já no estado sólido as moléculas se encontram bem mais organizadas, com grau de movimentação ainda mais reduzido.
No estado gasoso as moléculas se encontram bem afastadas, com grande grau de desordem.
No estado líquido as moléculas se encontram um pouco mais organizadas, com um grau de liberdade de movimentação um pouco menor. Já no estado sólido as moléculas se encontram bem mais organizadas, com grau de movimentação ainda mais reduzido.
O que faz as moléculas ficarem mais unidas no estado sólido do que no estado líquido ou gasoso?
Isso é responsabilidade das forças intermoleculares ( ou interações intermoleculares ou ligações intermoleculares) como por exemplo: ligação de Van der Waals, ligação dipolo induzido; ligação diplo-dipolo e ligação de hidrogênio.
EXEMPLOS DE FORÇAS INTERMOLECULARES
PONTES DE HIDROGÊNIO
MOLÉCULAS POLARES E APOLARES
H2; CO2; NH3: NCl3; CCl4; CH3-Cl; HCN; H2O; CH3-CH2-OH; CH3-O-CH3; BCl3; PCl3
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