As forças Londres , forças de dispersão de London ou de interacções dipolo-dipolo induzido, são o tipo mais fraco de interacções 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 tornam impossível formar um dipolo permanente; isto é, aplica-se fundamentalmente a moléculas apolares ou a 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 acima). Ao pressionar um lado do pano com ganchos e o outro com fibras, é criada uma força de atratividade proporcional à área dos tecidos.
Uma vez selados os dois lados, deve ser exercida uma força que neutraliza suas interações (executadas por nossos dedos) para separá-las. O mesmo vale para as moléculas: quanto mais volumosas ou planas forem, maiores serão suas interações intermoleculares a distâncias muito curtas.
No entanto, nem sempre é possível aproximar essas moléculas perto o suficiente para tornar suas interações apreciáveis.
Quando é assim, 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).
Caracteristicas
Que características uma molécula deve possuir para poder interagir através das forças de Londres? A resposta é que qualquer um poderia fazê-lo, mas quando há um momento dipolo permanente, as interações dipolo-dipolo predominam em vez de dispersas, contribuindo muito pouco para a natureza física das substâncias.
Em estruturas em que não há átomos muito eletronegativos ou cuja distribuição de carga eletrostática é homogênea, não há extremidade ou região que possa ser considerada rica (δ-) ou ruim (δ +) em elétrons.
Nesses casos, outros tipos de forças devem intervir ou então esses compostos só poderiam existir na fase gasosa, independentemente das condições de pressão ou temperatura operando neles.
Distribuição de carga homogênea
Dois átomos isolados, como néon ou argônio, têm uma distribuição de carga homogênea. Isso pode ser visto em A, imagem acima. 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 verde.
Por que gases nobres atendem a essa homogeneidade? Como eles têm sua camada de elétrons completamente preenchida, seus elétrons teoricamente devem sentir a carga de atração do núcleo igualmente em todos os orbitais.
Por outro lado, para outros gases, como o oxigênio atômico (O), sua camada é incompleta (o que é observado em sua configuração eletrônica) e o obriga a formar a molécula diatômica do O 2 para compensar essa deficiência.
Os círculos verdes de A também podem ser moléculas, pequenas ou grandes. Sua nuvem de elétrons orbita em torno de todos os átomos que o compõem, especialmente nos mais eletronegativos . Ao redor desses átomos, a nuvem se concentrará e será mais negativa, enquanto outros átomos terão uma deficiência eletrônica.
No entanto, essa nuvem não é estática, mas dinâmica; portanto, em algum momento, breves regiões δ- e δ + se formarão, e um fenômeno chamado polarização ocorrerá .
Polarizabilidade
Em A, a nuvem verde indica uma distribuição homogênea de carga negativa. No entanto, a força da atração positiva exercida pelo núcleo pode oscilar nos elétrons. Isso causa uma deformação da nuvem, criando regiões δ-, de cor azul, e δ +, de cor amarela.
Esse momento repentino de dipolo no átomo ou molécula pode distorcer uma nuvem eletrônica adjacente; por outras palavras, induz um dipolo repentino no seu vizinho (B, imagem superior).
Isso ocorre porque a região δ- perturba a nuvem vizinha, seus elétrons sentem repulsão eletrostática e são orientados no pólo oposto, aparecendo δ +.
Observe como os pólos positivos se alinham com os negativos, assim como as moléculas com momentos dipolares permanentes. Quanto mais volumosa a nuvem eletrônica, mais difícil o núcleo a manterá homogênea no espaço; e também, quanto maior a deformação, como pode ser visto em C.
Portanto, é pouco provável que pequenos átomos e moléculas sejam polarizados por qualquer partícula em seu ambiente. Um exemplo para esta situação é ilustrada pela pequena molécula de hidrogénio, H 2 .
Para condensar, ou até mais, cristalizar, ele precisa de pressões exorbitantes para forçar suas moléculas a interagir fisicamente.
É inversamente proporcional à distância
Embora sejam formados dipolos instantâneos que induzem outras pessoas ao seu redor, eles não são suficientes para manter átomos ou moléculas unidos.
Em B existe uma distância d que separa as duas nuvens e seus dois núcleos. Para que ambos os dipolos permaneçam por um tempo considerado, essa distância d deve ser muito pequena.
Essa condição deve ser cumprida, uma característica essencial das forças de Londres (lembre-se do fechamento de velcro), para que tenha um efeito notável nas propriedades físicas da matéria.
Uma vez que d é pequeno, o núcleo à esquerda em B começará a atrair a região δ- azul do átomo ou molécula vizinha. Isso deforma 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 uma velocidade lenta o suficiente para mantê-las juntas por um tempo.
Portanto, as forças de Londres são inversamente proporcionais à distância d. De fato, o fator é igual a d 7 , portanto, uma variação mínima na distância entre átomos ou moléculas enfraquecerá ou fortalecerá a dispersão de Londres.
É diretamente proporcional à massa molecular
Como aumentar o tamanho das nuvens para que elas 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, o que por sua vez aumentaria sua massa molecular
Dessa maneira, seria menos provável que os núcleos ou o esqueleto molecular mantivessem a nuvem eletrônica uniforme o tempo todo. Portanto, quanto maiores os círculos verdes considerados em A, B e C, mais polarizáveis eles serão e maiores serão suas interações pelas forças de Londres.
Esse efeito é claramente observado entre B e C, e poderia ser ainda mais se os círculos tivessem diâmetro maior. Esse raciocínio é essencial para explicar as propriedades físicas de muitos compostos com base em suas massas moleculares.
Exemplos de forças de Londres
Na natureza
Na vida cotidiana, existem 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 dos répteis conhecidos como lagartixas (imagem superior) e em muitos insetos (também no Homem-Aranha).
Nas pernas eles têm almofadas das quais se destacam milhares de pequenos filamentos. Na imagem você pode ver uma lagartixa posando na encosta de uma rocha. Para conseguir isso, faz uso das forças intermoleculares entre a rocha e os filamentos de suas pernas.
Cada um desses filamentos interage fracamente com a superfície através da qual o pequeno réptil escala, mas como existem milhares deles, eles exercem uma força proporcional à área de suas pernas, forte o suficiente para que permaneçam presos e possam escalar. Lagartixas também são capazes de escalar superfícies lisas e perfeitas como as dos cristais.
Alcanos
Os alcanos são hidrocarbonetos saturados também interagir por forças de London. Suas estruturas moleculares consistem simplesmente em carbonos e hidrogênios unidos por ligações simples. Como a diferença de eletronegatividade entre C e H é muito pequena, eles são compostos não polares.
Assim, o metano, CH 4 , o menor de todos hidrocarboneto ferve a -161.7ºC. À medida que C e H são adicionados ao esqueleto, outros alcanos com maiores massas moleculares são obtidos.
Dessa forma, surgem etano (-88,6ºC), butano (-0,5ºC) e octano (125,7ºC). Observe como seus 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, o que aumenta o contato entre suas moléculas.
O octano, embora seja um composto não polar, tem um ponto de ebulição maior que o da água.
Halogênios e gases
As forças de Londres também estão presentes em muitas substâncias gasosas. Por exemplo, as moléculas de N 2 , H 2 , CO 2 , F 2 , Cl 2 e todos os gases nobres interagir por estas forças porque exibem distribuição homogénea electrostático, que pode sofrer dipolos instantâneas e polarizações resultado.
Os gases nobres são He (hélio), Ne (neon), 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 ° C.
Os halogênios também interagir com essas 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, no final, forma um sólido púrpura que se sublima rapidamente porque é mais pesado que os outros halogênios.
Referências
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