Química Básica - Estrutura - Departamento de Química ...

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egião da molécula possuirá, durante um breve intervalo de tempo, uma carga parcial negativa, enquanto a outra terá uma carga parcial positiva durante o mesmo tempo. Chamamos isso de “dipolo elétrico instantâneo”, uma vez que a sua existência é momentânea. Na medida em que a extremidade negativa de um dipolo instantâneo começa a se formar em uma das moléculas, ele acaba repelindo os elétrons de uma molécula vizinha, conforme mostrado na Fig. 54. Desse modo, podemos dizer que um dipolo instantâneo induz a formação de outro “dipolo instantâneo” em sua molécula vizinha. Portanto, em virtude da maneira como os dipolos são formados, eles finalmente se atraem, produzindo um “puxão” momentâneo que ajuda a manter as moléculas juntas. As forças de London são tipicamente muito fracas, e ocorrem em todas as partículas: íons, moléculas polares e apolares. Contudo, como dissemos antes, essas forças são mais importantes nas atrações entre moléculas apolares ou átomos (gases nobres) Fig. 54 - Esquema de ilustração da origem das forças de London A energia potencial da interação de London varia com a sexta potência da distância de separação entre as moléculas, isto é, U ∝ - α1 α2 / r 6 (35) onde α (alfa) é a polarizabilidade da molécula. Note na Eq. 35 que, assim como a energia potencial de dipolo permanentedipolo permanente entre moléculas em rotação, a energia de London também diminui muito rapidamente com a distância. Além disso, a Eq. 35 mostra que o fator “polarizabilidade” exerce uma influência marcante na formação e intensidade das forças de London. Esse fator resulta da capacidade das moléculas sofrerem “polarização”. A “polarizabilidade (α)” de uma molécula tende – em regra – a ser grande quando as moléculas contêm muitos elétrons. Isto se deve ao baixo controle que os núcleos têm sobre os elétrons quando muitos estão presentes e as moléculas são grandes. Conseqüentemente, espera-se que as moléculas grandes (maior número de elétrons) tenham interações de London mais acentuadas que as moléculas pequenas. 99
Podemos utilizar a correlação entre o número de elétrons e a intensidade das interações de London para explicar algumas propriedades físicas (pontos de fusão e ebulição) das substâncias. Para isso, considere os dados da Tab. 14, relativos aos pontos de fusão e ebulição de várias substâncias (inorgânicas e orgânicas). Observamos na Tab. 14 que: • entre as espécies inorgânicas apolares pequenas, a temperatura de condensação do gás: H2 < N2 < O2. Isto demonstra que as forças de London no gás: H2 < N2 < O2, pois o “número de elétrons” e “polarizabilidade” da molécula de H2 < N2 < O2; • nas condições ambientes, F2 e Cl2 são gases, Br2 é um líquido e I2 é um sólido. Por quê? As forças de London aumentam quando passamos do flúor ao iodo, por causa do aumento do número de elétrons e da polarizabilidade. ]Tab. 14 - Pontos de fusão e ebulição de substâncias. • casos semelhantes aos anteriormente discutidos ocorrem, por exemplo, com os compostos orgânicos: CH4, CF4 e CCl4. Além dos fatores mencionados que contribuem para a formação das forças de London, não podemos deixar de considerar a influência da “forma” das moléculas. Para ilustrar esse caso, considere as moléculas do “pentano” e do 2,2- ,dimetilpropano, mostradas na Fig. 55. Fig. 55 - Estruturas pentano (esquerda) e do 2,2-dimetilpropano (direita). 100
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