Forças de Van der Waals: Interações Moleculares e Ligações Químicas

Forças de Van der Waals

As forças de Van der Waals são forças de estabilização molecular, formando uma ligação química não covalente, envolvendo dois tipos de forças ou interações: forças de dispersão (atrativas) e forças de repulsão entre os elétrons de dois átomos adjacentes.

Forças de Dispersão

Todos os átomos, mesmo os pequenos, possuem dipolos apolares devido ao spin dos elétrons ao redor do núcleo. A presença desse dipolo transiente polariza átomos adjacentes, produzindo pequenas forças de atração eletrostática entre os dipolos.

Repulsão Eletrostática

As forças de dispersão são opostas pela repulsão eletrostática entre as camadas de elétrons de dois átomos adjacentes.

O resultado dessas forças opostas é uma distância mínima permitida entre os núcleos de dois átomos adjacentes. Essa distância é conhecida como raio de Van der Waals.

Tipos de Ligações de Van der Waals

Podemos distinguir três tipos de ligações de Van der Waals:

• Orientação: Interação dipolo-dipolo permanente. Ocorre entre moléculas polares, como HCl, produzindo uma atração elétrica entre os polos opostos de moléculas vizinhas, mas sem a sobreposição de átomos interagindo, sendo menor que a ligação de hidrogênio. Quanto maior a polaridade da molécula (diferença de eletronegatividade entre os átomos que a formam), mais forte a interação.
• Indução: Interação dipolo-dipolo permanente induzido. Ocorre entre uma molécula polar e uma apolar. A molécula polar causa uma deformação da nuvem eletrônica da molécula apolar, estabelecendo uma atração elétrica entre polos opostos. A intensidade dessa interação depende do grau de polaridade da molécula polar e do tamanho da molécula polarizada.
• Dispersão (Forças de London): Interação dipolo-dipolo instantâneo. Aparece em todos os compostos moleculares, sendo a única força intermolecular presente entre moléculas apolares. É causada pelo aparecimento de uma distribuição assimétrica de carga em uma molécula, induzindo um dipolo instantâneo na molécula vizinha. A intensidade dessa interação depende do tamanho da molécula.

Uma atração dipolo-dipolo é uma interação não covalente entre duas moléculas polares ou dois grupos polares da mesma molécula. Moléculas com dipolos permanentes atraem-se mutuamente quando uma região positiva se aproxima da região negativa da outra.

Pontes de Hidrogênio

É um tipo especial de interação dipolo-dipolo entre um átomo de hidrogênio ligado a um átomo eletronegativo (N, O ou F) e outro átomo eletronegativo. Essa interação é representada da seguinte forma:

A-H ··· B

Onde A e B representam O, N ou F; A-H é uma molécula ou parte de uma molécula, e B é parte de outra. A linha pontilhada representa a ligação de hidrogênio.

A energia média de uma ligação de hidrogênio é significativa, tornando-a importante na determinação de estruturas e propriedades de muitos compostos.

Metais:

• Normalmente são sólidos à temperatura ambiente (exceto o mercúrio).
• Possuem pontos de fusão e ebulição variáveis.
• Apresentam alta condutividade térmica e elétrica.
• Têm brilho metálico.
• São dúcteis e maleáveis.
• Podem emitir elétrons quando recebem energia (efeito fotoelétrico).

Ligação Iônica

Em química, a ligação iônica é a união resultante da atração eletrostática entre íons de sinais opostos. Ocorre quando um átomo captura um elétron.

O metal doa um ou mais elétrons para formar cátions (íons positivos), enquanto o não metal recebe elétrons para formar ânions (íons negativos). A atração eletrostática entre esses íons de carga oposta causa a formação da ligação.

Compostos iônicos formam retículos cristalinos compostos por íons com cargas opostas, unidos por forças eletrostáticas. A intensidade dessa atração determina as propriedades observadas. Se a atração é forte, formam sólidos cristalinos com altos pontos de fusão e são insolúveis em água. Se a atração é menor, como no NaCl, o ponto de fusão é menor e são solúveis em água e insolúveis em líquidos apolares.

• Apresentam estrutura cristalina sólida no sistema cúbico.
• Resultam da transferência de elétrons de um metal para um não metal, formando íons.
• Possuem altos pontos de fusão e ebulição.
• São solúveis em solventes polares.
• Conduzem eletricidade quando fundidos ou em solução aquosa.
• Não conduzem eletricidade no estado sólido.
• Resultam da interação entre metais dos grupos I e II e não metais dos grupos VI e VII.