Forças de Van Der Waals

O Forças de Van der Waals são forças intermoleculares de natureza elétrica que podem ser atraentes ou repulsivas. Existe uma interação entre as superfícies das moléculas ou átomos, diferente em essência das ligações iônicas, covalentes e metálicas que são formadas dentro das moléculas.

Embora fracas, essas forças são capazes de atrair as moléculas dos gases; também a dos gases liquefeitos, solidificados e de todos os líquidos e sólidos orgânicos. Johannes Van der Waals (1873) foi quem desenvolveu uma teoria para explicar o comportamento dos gases reais.

Na chamada equação de van der Waals para gases reais - (P + umn²/ V²) (V - nb)) = nRT- duas constantes são introduzidas: a constante b (isto é, o volume ocupado pelas moléculas de gás) e "a", que é uma constante empírica.

A constante "a" corrige o desvio do comportamento esperado dos gases ideais a baixas temperaturas, precisamente onde a força de atração entre as moléculas dos gases é expressa. A capacidade de um átomo para polarizar aumenta na tabela periódica do topo de um grupo para o fundo deste, e da direita para a esquerda em um período.

Aumentando o número atômico - e conseqüentemente o número de elétrons - aqueles que estão localizados nas camadas externas são mais fáceis de se mover para formar elementos polares.

Índice

• 1 Interações elétricas intermoleculares
  • 1.1 Interação entre dipolos permanentes
  • 1.2 Interação entre um dipolo permanente e um dipolo induzido
• 2 forças ou dispersão de Londres
• 3 rádios Van der Waals
• 4 Forças e energia da interação elétrica entre átomos e entre moléculas
• 5 referências

Interações elétricas intermoleculares

Interação entre dipolos permanentes

Existem moléculas eletricamente neutras, que são dipolos permanentes. Isso se deve a uma perturbação na distribuição eletrônica que produz uma separação espacial das cargas positivas e negativas em direção às extremidades da molécula, constituindo um dipolo (como se fosse um ímã).

A água é composta de 2 átomos de hidrogênio em uma extremidade da molécula e um átomo de oxigênio na outra extremidade. O oxigênio tem uma maior afinidade por elétrons do que o hidrogênio e os atrai.

Isso produz um deslocamento dos elétrons para o oxigênio, sendo este carregado negativamente e o hidrogênio com carga positiva.

A carga negativa de uma molécula de água pode interagir eletrostaticamente com a carga positiva de outra molécula de água, causando uma atração elétrica. Assim, esse tipo de interação eletrostática é chamado forças de Keesom.

Interação entre um dipolo permanente e um dipolo induzido

O dipolo permanente apresenta o que é chamado de momento dipolar (μ). A magnitude do momento dipolar é dada pela expressão matemática:

μ = q.x

q = carga elétrica.

x = distância espacial entre os polos.

O momento dipolar é um vetor que, por convenção, é representado orientado do pólo negativo para o pólo positivo. A magnitude de μ dói expresso em debye (3.34 × 10^-30 C.m.

O dipolo permanente pode interagir com uma molécula neutra causando uma alteração na sua distribuição eletrônica, originando nesta molécula um dipolo induzido.

O dipolo permanente e o dipolo induzido podem interagir eletricamente, produzindo uma força elétrica. Esse tipo de interação é conhecido como indução e as forças que atuam nele são chamadas forças de Debye.

Forças de Londres ou dispersão

A natureza dessas forças atraentes é explicada pela mecânica quântica. Londres postulou que, num instante, nas moléculas eletricamente neutras, o centro das cargas negativas dos elétrons e o centro das cargas positivas dos núcleos podem não coincidir.

Então, a flutuação da densidade eletrônica permite que as moléculas se comportem como dipolos temporários.

Isto não é em si uma explicação para as forças de atração, mas os dipolos temporais podem induzir a polarização adequadamente alinhada de moléculas adjacentes, resultando na geração de uma força atrativa. As forças de atração geradas pelas flutuações eletrônicas são chamadas forças de Londres ou dispersão.

As forças de Van der Waals apresentam anisotropia, por isso são influenciadas pela orientação das moléculas. No entanto, as interações do tipo dispersão são sempre predominantemente atraentes.

As forças de Londres se tornam mais fortes à medida que o tamanho das moléculas ou átomos aumenta.

Em halogênios, moléculas F₂ e Cl₂ de números atômicos baixos são gases. O Br₂ de maior número atômico é um líquido e eu₂, o halogéneo de maior número atómico, é um sólido à temperatura ambiente.

Aumentar o número atômico aumenta o número de elétrons presentes, o que facilita a polarização dos átomos e, portanto, as interações entre eles.Isso determina o estado físico dos halogênios.

Rádios por Van der Waals

As interações entre as moléculas e entre os átomos podem ser atraentes ou repulsivas, dependendo de uma distância crítica entre seus centros, que é chamada de r_v.

A distâncias entre moléculas ou átomos maiores que r_v, a atração entre os núcleos de uma molécula e os elétrons da outra predomina sobre as repulsões entre os núcleos e os elétrons das duas moléculas.

No caso descrito, a interação é atraente, mas o que acontece se as moléculas se aproximam de uma distância entre os centros menores que rv? Então predomina a força repulsiva sobre o atraente, que se opõe a uma maior aproximação entre os átomos.

O valor de r_v é dado pelos chamados rádios Van der Waals (R). Para moléculas esféricas e idênticas r_v é igual a 2R. Para duas moléculas diferentes de raios R₁ e R₂: r_v é igual a R₁ + R₂. Os valores dos raios de Van der Waals são apresentados na tabela 1.

O valor dado na Tabela 1 indica um raio de Van der Waals de 0,12 nm (10^-9 m) para hidrogio. Então, o valor de r_v para este átomo é 0,24 nm. Para um valor de r_v menos de 0,24 nm produzirá uma repulsão entre os átomos de hidrogênio.

Forças e energia da interação elétrica entre átomos e entre moléculas

A força entre um par de cargas que₁ e que₂, separado no vácuo pela distância r, é dado pela lei de Coulomb.

F = k. q₁.q₂/ r²

Nesta expressão, k é uma constante cujo valor depende das unidades usadas. Se o valor da força dada pela aplicação da lei de Coulomb for negativo, isso indica uma força de atração. Pelo contrário, se o valor dado para a força for positivo, é indicativo de uma força de repulsão.

Como as moléculas estão geralmente em um meio aquoso que protege as forças elétricas exercidas, é necessário introduzir o termo constante dielétrica (ε). Assim, esta constante corrige o valor dado para forças elétricas pela aplicação da lei de Coulomb.

F = k.q₁.q₂/ε.r²

Da mesma forma, a energia para a interação elétrica (U) é dada pela expressão:

U = k. q₁.q₂/ε.r

Referências

1. Os editores da Enciclopédia Britânica. (2018) Forças de Van der Waals. Retirado em 27 de maio de 2018, de: britannica.com
2. Wikipédia. (2017). Forças de Van der Waals. Retirado em 27 de maio de 2018, de: en.wikipedia.org
3. Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Forças de Van der Waals. Retirado em 27 de maio de 2018, de: chem.libretexts.org
4. Morris, J. G. (1974) A Química Física de um Biólogo. 2e edição. Edward Arnold (Publishers) Limited.
5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. e Ahern, K.G. (2002) Bioquímica. Terceira edição. Addison Wesley Longman, Inc.