Forças de Londres: características e exemplos - Ciência - 2023

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As Forças de Londres, As forças de espalhamento de London ou interações dipolo-dipolo induzidas, são o tipo mais fraco de interações intermoleculares. Seu nome se deve às contribuições do físico Fritz London e de 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, esta requer distâncias extremamente curtas.

Uma boa analogia física das forças de Londres pode ser encontrada na operação do sistema de fechamento com velcro (imagem acima). Ao prensar um lado do tecido bordado com ganchos, e o outro com fibras, é criada uma força atrativa que é proporcional à área dos tecidos.

Uma vez que ambas as faces são seladas, uma força deve ser exercida para neutralizar suas interações (realizadas por nossos dedos) para separá-las. O mesmo é verdade para as moléculas: quanto mais volumosas ou planas elas são, maiores suas interações intermoleculares em distâncias muito curtas.

No entanto, nem sempre é possível trazer essas moléculas perto o suficiente para que suas interações sejam perceptíveis.

Quando este é o caso, eles requerem temperaturas muito baixas ou pressões muito altas; como tal é o caso dos gases. Da mesma forma, esses tipos de interações podem estar presentes em substâncias líquidas (como n-hexano) e substâncias sólidas (como iodo).

Caracteristicas

Que características uma molécula deve ter para interagir usando as forças de Londres? A resposta é que qualquer um poderia fazer isso, mas quando há um momento de dipolo permanente, as interações dipolo-dipolo predominam mais do que as 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 nenhum extremo ou região que possa ser considerada rica (δ-) ou pobre (δ +) em elétrons.

Nestes casos, outros tipos de forças devem intervir, caso contrário, esses compostos só poderiam existir na fase gasosa, independentemente das condições de pressão ou temperatura que operam sobre eles.

Distribuição homogênea de carga

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

Por que os gases nobres obedecem a essa homogeneidade? Como eles têm uma camada eletrônica completamente completa, seus elétrons teoricamente deveriam sentir a carga atrativa do núcleo igualmente em todos os orbitais.

Por outro lado, para outros gases, como o oxigênio atômico (O), sua concha é incompleta (o que se observa em sua configuração eletrônica) e o força a formar a molécula diatômica O₂ para compensar essa deficiência.

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

No entanto, esta nuvem não é estática, mas dinâmica, então em algum ponto as regiões δ- e δ + se formarão, e um fenômeno chamado Polarização.

Polarizabilidade

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

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

Isso se deve ao fato de que a região δ- perturba a nuvem vizinha, seus elétrons sentem repulsão eletrostática e estão orientados para o pólo oposto, aparecendo δ +.

Observe como os pólos positivos se alinham com os pólos negativos, assim como fazem as moléculas com momentos de dipolo permanentes. Quanto mais volumosa a nuvem de elétrons, mais difícil será para o núcleo mantê-la homogênea no espaço; e além disso, quanto maior a deformação do mesmo, como pode ser visto em C.

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

Para que se condense, ou ainda mais para se cristalizar, ele precisa de pressões exorbitantes para forçar suas moléculas a interagir fisicamente.

É inversamente proporcional à distância

Embora sejam formados dipolos instantâneos que induzam outros ao seu redor, eles não são suficientes para manter os átomos ou moléculas juntos.

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

Essa condição, uma característica essencial das forças londrinas (lembre-se do fecho de velcro), deve ser cumprida para que tenha um efeito perceptível nas propriedades físicas da matéria.

Uma vez d for pequeno, o núcleo à esquerda em B começará a atrair a região δ- azul do átomo ou molécula vizinho. 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 lentas o suficiente para mantê-las juntas por um tempo.

Portanto, as forças de Londres são inversamente proporcionais à distância d. Na verdade, o fator é igual a d⁷Portanto, uma ligeira variação na distância entre os dois átomos ou moléculas enfraquecerá ou fortalecerá a dispersão de London.

É diretamente proporcional à massa molecular

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

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

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

Exemplos de forças de Londres

Na natureza

Existem incontáveis exemplos das forças de dispersão de Londres na vida cotidiana, sem se aventurar no mundo microscópico em primeiro lugar.

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

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

Cada um desses filamentos interage fracamente com a superfície em que o pequeno réptil sobe, mas como são milhares, eles exercem uma força proporcional à área das pernas, forte o suficiente para que permaneçam presos e possam subir. As lagartixas também são capazes de escalar superfícies lisas e perfeitas como o vidro.

Alcanos

Alcanos são hidrocarbonetos saturados que também interagem pelas forças de Londres. Suas estruturas moleculares consistem simplesmente em carbonos e hidrogênios unidos por ligações simples. Como a diferença de eletronegatividades entre C e H é muito pequena, eles são compostos apolares.

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

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

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

O octano, embora seja um composto apolar, tem um ponto de ebulição superior ao da água.

Halogênios e gases

As forças de Londres também estão presentes em muitas substâncias gasosas. Por exemplo, moléculas de N₂, H₂, CO₂, F₂, Cl₂ e todos os gases nobres interagem por meio dessas forças, pois apresentam distribuição eletrostática homogênea, podendo sofrer dipolos instantâneos e levar a polarizações.

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 ºC.

Halogênios também interagem por meio dessas forças. O flúor é um gás à temperatura ambiente, assim como o cloro. O bromo, com maior massa atômica, é encontrado em condições normais como um líquido avermelhado, e o iodo, por fim, forma um sólido púrpura que sublima rapidamente por ser mais pesado que os outros halogênios.

Referências

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