Química Básica - Estrutura - Departamento de Química ...

As interações entre os dipolos permanentes de moléculas rodando em um
gás podem ser avaliadas quantitativamente por meio da Eq. 34:
U ∝ - μ1 2 μ2 2 / r 6 (34)
Note na Eq. 34 que a energia varia com a sexta potência da distância entre
as moléculas. Isto significa que as interações dipolo permanente-dipolo
permanente entre moléculas rotativas são significativas somente quando as
moléculas se encontram muito próximas (quase em contato). Isto justifica o fato
dos gases se condensarem quanto suficientemente comprimidos.
Nos líquidos, as moléculas também giram e a Eq. 34 descreve a variação da
energia com a distância entre as moléculas. Contudo, em virtude de estarem
muito mais próximas umas das outras, a interação entre elas é mais forte que no
gás. Dessa forma, quanto mais fortes as forças de intemoleculares em um líquido,
maior será a energia necessária para separá-las. Conseqüentemente, líquidos
cujas moléculas experimentam forças de atração fortes (moléculas muito polares)
possuem um alto ponto de ebulição.
Finalmente nos sólidos, as forças intermoleculares são – por sua vez –
geralmente mais fortes que nos líquidos, o que não permite a rotação molecular.
Para ilustrar um exemplo basta lembrarmos dos hidrocarbonetos, que se
apresentam no estado sólido quando contêm mais do que 23 átomos de carbono,
conforme mostra a Tab. 13.
Tab. 13 - Hidrocarbonetos constituintes do petróleo.
As forças intermoleculares dominantes entre as moléculas dos alcanos são
as “forças do London”, que são discutidas a seguir.
As forças de dipolo induzido-dipolo induzido (London)
Este tipo de força de atração intermolecular é mais significativo quando
opera ente moléculas não-polares (apolares) ou entre átomos (no caso dos gases
nobres). Isto explica o fato das substâncias apolares – por exemplo, hidrogênio e
hélio – poderem condensar-se em um líquido quando resfriadas a uma
temperatura suficientemente baixa. Assim, devem existir forças atrativas capazes
de manter as moléculas juntas na fase líquida. Essas forças de atração são
conhecidas como “forças de London”, em homenagem ao físico Alemão “Fritz
London”, por ter proposto uma explicação para este tipo de força.
A origem dessas forças se deve, naturalmente, ao movimento caótico dos
elétrons na molécula ou no átomo. Assim, em um dado instante os elétrons podem
amontoar-se mais num lado da molécula do que no outro. Como resultado, uma
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