Londres força características e exemplos

O forças de Londres, Forças de dispersão de Londres ou interações dipolo induzidas por dipolo, são o tipo mais fraco de interações intermoleculares. Seu nome é devido às contribuições do físico Fritz London e seus estudos no campo da física quântica.

As forças de Londres explicam como as moléculas interagem, cujas estruturas e átomos impossibilitam a formação de um dipolo permanente; isto é, aplica-se basicamente a moléculas apolares ou átomos isolados de gases nobres. Ao contrário das outras forças de Van der Waals, requer distâncias extremamente curtas.

Uma boa analogia física das forças de Londres pode ser encontrada na operação do sistema de fechamento de velcro (imagem superior). Pressionando um lado do tecido bordado com ganchos e o outro com fibras, cria-se uma força de atração que é proporcional à área dos tecidos.

Uma vez que ambos os lados estejam selados, uma força deve ser exercida para neutralizar suas interações (realizadas pelos nossos dedos) para separá-las. O mesmo vale para as moléculas: quanto mais volumosas ou planas elas são, maiores são suas interações intermoleculares em distâncias muito curtas.

No entanto, nem sempre é possível aproximar essas moléculas a uma distância próxima o suficiente para que suas interações sejam apreciáveis.

Quando este é o caso, eles exigem temperaturas muito baixas ou pressões muito altas; como tal é o caso dos gases. Além disso, esse tipo de interação pode estar presente em substâncias líquidas (como o n-hexano) e sólidos (como o iodo).

Índice

• 1 caraterísticas
  • 1.1 Distribuição uniforme de carga
  • 1.2 Polarizabilidade
  • 1.3 É inversamente proporcional à distância
  • 1.4 É diretamente proporcional à massa molecular
• 2 Exemplos de forças de Londres
  • 2.1 Na natureza
  • 2,2 Alcanos
  • 2.3 halogênios e gases
• 3 referências

Características

Quais características uma molécula deve ter para interagir com as forças de Londres? A resposta é que qualquer um poderia fazê-lo, mas quando há um momento de dipolo permanente, as interações dipolo-dipolo predominam mais do que as interações de dispersão, contribuindo muito pouco para a natureza física das substâncias.

Em estruturas onde não há átomos altamente eletronegativos ou cuja distribuição de carga eletrostática é homogênea, não há fim ou região que possa ser considerada rica (δ-) ou pobre (δ +) em elétrons.

Nesses casos, outro tipo de forças deve intervir ou, de outra forma, esses compostos só poderiam existir na fase gasosa, independentemente de quais condições de pressão ou temperatura estejam operando neles.

Distribuição de carga homogênea

Dois átomos isolados, como néon ou argônio, têm distribuição de carga homogênea. Isso pode ser visto em A, imagem superior. Os círculos brancos no centro representam os núcleos, para os átomos, ou o esqueleto molecular, para as moléculas. Essa distribuição de carga pode ser considerada como uma nuvem de elétrons de cor verde.

Por que os gases nobres cumprem essa homogeneidade? Por terem sua camada eletrônica completamente preenchida, seus elétrons devem teoricamente sentir a carga de atração do núcleo em todos os orbitais igualmente.

Em contraste com outros gases, como o oxigênio atômico (O), sua camada é incompleta (o que é observado em sua configuração eletrônica) e o força a formar a molécula diatômica O₂ para compensar essa deficiência.

Os círculos verdes de A também podem ser moléculas, pequenas ou grandes. Sua nuvem de elétrons gira em torno de todos os átomos que compõem, especialmente nos mais eletronegativos. Em torno desses átomos, a nuvem se concentrará e será mais negativa, enquanto outros átomos terão uma deficiência eletrônica.

No entanto, esta nuvem não é estática, mas dinâmica, de modo que em algum momento haverá breves regiões δ- e δ +, e um fenômeno chamado polarização.

Polarizabilidade

Em A, a nuvem verde indica uma distribuição homogênea de carga negativa. No entanto, a força de atração positiva exercida pelo núcleo pode oscilar nos elétrons. Isso causa uma deformação da nuvem, criando assim regiões δ-, azul e δ +, amarelo.

Este momento de dipolo repentino no átomo ou molécula pode distorcer uma nuvem eletrônica adjacente; em outras palavras, induz um súbito dipolo no vizinho (B, imagem superior).

Isso ocorre porque a região δ- perturba a nuvem vizinha, seus elétrons sentem a repulsão eletrostática e são orientados no pólo oposto, aparecendo δ +.

Observe como os pólos positivo e negativo se alinham, assim como as moléculas com momentos de dipolo permanentes. Quanto mais volumosa for a nuvem eletrônica, mais difícil será o núcleo mantê-la homogênea no espaço; e além disso, quanto maior a deformação do mesmo, como visto em C.

Portanto, é menos provável que átomos e moléculas pequenas sejam polarizados por qualquer partícula em seu ambiente. Um exemplo para esta situação é ilustrado pela pequena molécula de hidrogênio, H₂.

Para condensar, ou até mais, cristalizar, precisa de pressões exorbitantes para forçar suas moléculas a interagir fisicamente.

É inversamente proporcional à distância

Mesmo que se formem dipolos instantâneos que induzam os outros ao seu redor, eles não são suficientes para manter os átomos ou moléculas juntos.

Em B há uma distância d que separa as duas nuvens e seus dois núcleos. Para que ambos os dipolos possam permanecer por um tempo considerado, essa distância d Deve ser muito pequeno.

Esta condição deve ser cumprida, uma característica essencial das forças de Londres (lembre-se do fechamento de velcro), de modo que tenha um efeito perceptível nas propriedades físicas do material.

Uma vez d seja pequeno, o núcleo da esquerda em B começará a atrair a região azul δ- do átomo ou molécula vizinha. Isso irá deformar ainda mais a nuvem, como visto em C (o núcleo não está mais no centro, mas à direita). Então, chega um ponto em que ambas as nuvens se tocam e "saltam", mas a um ritmo lento o suficiente para tê-las juntas por um tempo.

Portanto, as forças de Londres são inversamente proporcionais à distância d. Na verdade, o fator é igual a d⁷, de modo que uma variação mínima da distância entre átomos ou moléculas enfraqueça ou fortaleça a dispersão de Londres.

É diretamente proporcional à massa molecular

Como aumentar o tamanho das nuvens para que elas se polarizem mais facilmente? Adicionando elétrons, e para isso o núcleo deve ter mais prótons e nêutrons, aumentando assim a massa atômica; ou, adicionando átomos ao esqueleto da molécula, que por sua vez aumentaria sua massa molecular

Dessa forma, os núcleos ou o esqueleto molecular teriam menor probabilidade de manter a nuvem eletrônica uniforme o tempo todo. Portanto, quanto maiores forem os círculos verdes considerados em A, B e C, mais polarizáveis ​​serão e maiores serão suas interações pelas forças de Londres.

Este efeito é claramente observado entre B e C, e poderia ser ainda mais se os círculos fossem maiores em diâmetro. Esse raciocínio é fundamental para explicar as propriedades físicas de muitos compostos com base em suas massas moleculares.

Exemplos de forças de Londres

Na natureza

Na vida cotidiana, há inúmeros exemplos das forças de dispersão de Londres sem a necessidade de se aventurar, em primeira instância, no mundo microscópico.

Um dos exemplos mais comuns e surpreendentes, é encontrado nas pernas de répteis conhecidos como geckos (imagem de cima) e em muitos insetos (também no Homem-Aranha).

Nas suas pernas eles têm almofadas das quais milhares de pequenos filamentos se projetam. Na imagem você pode ver uma lagartixa posando na encosta de uma rocha. Para isso, faz uso das forças intermoleculares entre a rocha e os filamentos de suas pernas.

Cada um desses filamentos interage fracamente com a superfície na qual o pequeno réptil escala, mas como são milhares deles, eles exercem uma força proporcional à área de suas pernas, forte o suficiente para permanecer ligada e capaz de escalar. Os gecos também são capazes de escalar superfícies suaves e perfeitas como as dos cristais.

Alcanos

Os alcanos são hidrocarbonetos saturados que também interagem pelas forças de Londres. Suas estruturas moleculares consistem simplesmente de carbonos e hidrogênio ligados por ligações simples. Dado que a diferença de eletronegatividade entre C e H é muito pequena, eles são compostos apolares.

Então, metano, CH₄, o menor hidrocarboneto de todos, ferve a -161,7ºC. À medida que C e H são adicionados ao esqueleto, outros alcanos com massas moleculares mais altas são obtidos.

Dessa forma, etano (-88,6ºC), butano (-0,5ºC) e octano (125,7ºC) surgem. Observe como os pontos de ebulição aumentam à medida que os alcanos se tornam mais pesados.

Isso ocorre porque suas nuvens eletrônicas são mais polarizáveis ​​e suas estruturas têm uma área de superfície maior que aumenta o contato entre suas moléculas.

Octano, embora seja um composto apolar, tem um ponto de ebulição maior que a água.

Halogéneos e gases

As forças de Londres também estão presentes em muitas substâncias gasosas. Por exemplo, moléculas N₂H₂CO₂F₂Cl₂ e todos os gases nobres, interagem por essas forças, pois apresentam distribuição eletrostática homogênea, podendo sofrer dipolos instantâneos e dar origem a polarizações.

Os gases nobres são He (hélio), Ne (néon), Ar (argônio), Kr (criptônio), Xe (xenônio) e Rn (radônio). Da esquerda para a direita, seus pontos de ebulição aumentam com o aumento das massas atômicas: -269, -246, -186, -152, -108 e -62 ºC.

Os halogênios também interagem através dessas forças. O flúor é um gás à temperatura ambiente, assim como o cloro.O bromo, com maior massa atômica, está em condições normais como um líquido avermelhado, e o iodo, finalmente, forma um sólido roxo que sublima rapidamente, porque é mais pesado que os outros halogênios.

Referências

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Química (8a ed.). CENGAGE Learning, p 452-455.
2. Ángeles Méndez (22 de maio de 2012). Forças de dispersão (de Londres). Retirado de: quimica.laguia2000.com
3. Forças de Dispersão de Londres. Retirado de: chem.purdue.edu
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 de junho de 2018) 3 Tipos de Forças Intermoleculares. Retirado de: thoughtco.com
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6. Netoriais ChemPages. Forças de Londres. Retirado de: chem.wisc.edu
7. Kamereon. (22 de maio de 2013). Gecko: A lagartixa e as forças de Van der waals. Recuperado de: almabiologica.com