Forças de Van der Waals

As forças de Van der Waals incluem forças atrativas decorrentes de interações entre as cargas elétricas parciais e forças repulsivas decorrentes do princípio de exclusão de Pauli e da exclusão de elétrons em orbitais sobrepostos.

As forças de van der Waals são forças fracas quando comparadas às forças químicas que ligam as moléculas comuns – tão fracas que a maioria das colisões dímero-monômero irá destruir (dissociar) o dímero.

Forças de Van der Waals é um termo geral usado para definir a atração de forças intermoleculares entre as moléculas.

Existem dois tipos de forças de Van der Waals: Forças de Dispersão de Londres fracas e forças dipolo-dipolo mais fortes.

As forças de van der Waals são força de atração fraca entre átomos ou moléculas não polares causada por um momento de dipolo instantâneo de um átomo ou molécula que induz um momento de dipolo temporário semelhante em átomos ou moléculas adjacentes.

As forças de van der Waals são forças eletrostáticas fracas entre átomos e moléculas causadas por distorções transitórias na distribuição de elétrons nos átomos ou moléculas em interação

O que são forças de Van der Waals?

O primeiro tipo de força intermolecular é chamado de forças de van der Waals, em homenagem ao químico holandês Johannes van der Waals (1837-1923).

As forças de Van der Waals são as forças intermoleculares mais fracas e consistem em forças dipolo-dipolo e forças de dispersão entre os átomos ou moléculas.

Essas forças surgem das interações entre átomos/moléculas sem carga.

As forças de Van der Waals estão entre as forças que atraem átomos e moléculas juntos.

Sua importância decorre de duas propriedades únicas.

Em primeiro lugar, eles são universais.

Todos os átomos e moléculas se atraem por meio desse mecanismo, de modo que são responsáveis por fenômenos, como a coesão dos gases inertes nos estados sólido e líquido e a adsorção física de moléculas a superfícies sólidas, onde nenhuma ligação química normal é formada.

Em segundo lugar, a força ainda é significativa quando as moléculas estão comparativamente distantes e é aditiva para um grande número de moléculas.

As forças de Van der Waals afetam várias propriedades dos gases e também dão origem a uma força atrativa entre dois objetos sólidos separados por uma pequena lacuna, o que é importante na adesão e na estabilidade dos colóides.

Quando as moléculas estão a alguma distância, as expressões teóricas para a força são particularmente simples, e agora foram verificadas experimentalmente, tanto para duas moléculas isoladas quanto para dois objetos sólidos separados por um pequeno intervalo.

As forças de Van der Waals são as forças fracas que contribuem para a ligação intermolecular entre as moléculas.

As moléculas possuem inerentemente energia e seus elétrons estão sempre em movimento, de modo que as concentrações transitórias de elétrons em uma região ou outra levam regiões eletricamente positivas de uma molécula a serem atraídas pelos elétrons de outra molécula. Da mesma forma, regiões carregadas negativamente de uma molécula são repelidas por regiões carregadas negativamente de outra molécula.

As forças de Van der Waals são a soma das forças elétricas de atração e repulsão entre átomos e moléculas.

Essas forças diferem das ligações químicas covalentes e iônicas porque resultam de flutuações na densidade de carga das partículas. Exemplos de forças de van der Waals incluem ligações de hidrogênio, forças de dispersão e interações dipolo-dipolo.

Forças de Van der Waals – Química e Física

Forças de Van der Waals, forças elétricas relativamente fracas que atraem moléculas neutras umas para as outras nos gases, nos gases liquefeitos e solidificados e em quase todos os líquidos e sólidos orgânicos.

As forças são nomeadas em homenagem ao físico holandês Johannes Diderik van der Waals, que em 1873 postulou pela primeira vez essas forças intermoleculares no desenvolvimento de uma teoria para explicar as propriedades dos gases reais.

Sólidos mantidos juntos por forças de van der Waals caracteristicamente têm pontos de fusão mais baixos e são mais macios do que aqueles mantidos juntos por ligações iônicas, covalentes e metálicas mais fortes.

As forças de Van der Waals podem surgir de três fontes.

Primeiro, as moléculas de alguns materiais, embora eletricamente neutras, podem ser dipolos elétricos permanentes.

Por causa da distorção fixa na distribuição da carga elétrica na própria estrutura de algumas moléculas, um lado de uma molécula é sempre algo positivo e o lado oposto um tanto negativo.

A tendência de tais dipolos permanentes de se alinharem resulta em uma força atrativa líquida. Em segundo lugar, a presença de moléculas que são dipolos permanentes distorce temporariamente a carga do elétron em outras moléculas polares ou não polares próximas, induzindo assim uma maior polarização.

Uma força atrativa adicional resulta da interação de um dipolo permanente com um dipolo induzido vizinho. Terceiro, embora nenhuma molécula de um material seja dipolo permanente (por exemplo, no gás nobre argônio ou no benzeno líquido orgânico), existe uma força de atração entre as moléculas, sendo responsável pela condensação para o estado líquido a temperaturas suficientemente baixas.

A natureza dessa força atrativa nas moléculas, que requer mecânica quântica para sua correta descrição, foi reconhecida pela primeira vez (1930) pelo físico polonês Fritz London, que a rastreou até o movimento do elétron dentro das moléculas.

London assinalou que em nenhum momento o centro de carga negativa dos elétrons e o centro de carga positiva dos núcleos atômicos provavelmente não coincidiriam. Assim, a flutuação dos elétrons torna as moléculas dipolos variáveis no tempo, embora a média dessa polarização instantânea em um breve intervalo de tempo possa ser zero.

Esses dipolos que variam no tempo, ou dipolos instantâneos, não podem se orientar em alinhamento para explicar a força real de atração, mas induzem a polarização alinhada adequadamente em moléculas adjacentes, resultando em forças de atração.

Essas interações específicas, ou forças, decorrentes de flutuações eletrônicas em moléculas (conhecidas como forças de London ou forças de dispersão) estão presentes mesmo entre moléculas polares permanentes e produzem, geralmente, a maior das três contribuições para as forças intermoleculares.

Forças de van der Waals: forças de dispersão

As forças de dispersão também são conhecidas como “forças de Londres” (em homenagem a Fritz London, que primeiro sugeriu como elas poderiam surgir).

Características das Forças de Van der Waals

As ligações covalentes e iônicas são significativamente mais fortes do que as forças de Van der Waals
Essas forças são aditivas por natureza, são compostas de várias interações individuais
Essas forças não podem ser saturadas
Nenhuma característica direcional pode ser atribuída a essas forças
Eles não são dependentes da temperatura (exceto interações dipolo-dipolo)
As forças de Van der Waals são forças de curto alcance. Sua magnitude é alta quando os átomos/moléculas em questão estão próximos uns dos outros.

Tipos de forças de Van der Waals

1. Interações Keesom

As interações Keesom podem surgir devido às seguintes interações (todas as quais são de natureza eletrostática):

A interação eletrostática entre as cargas nas moléculas iônicas.
Interação entre dipolos em moléculas polares.
Interações quadrupolo nas moléculas cuja simetria é menor que cúbica.
Interação entre multipolares permanentes.

Essas forças têm o nome do físico holandês Willem Hendrik Keesom.

É importante notar que as interações de Keesom só se originam das interações entre dois dipolos permanentes e são dependentes da temperatura.

2. Forças Debye

As forças de Debye são causadas pelas interações entre dipolos permanentes e outros átomos/moléculas, o que resulta na formação de dipolos induzidos. Por exemplo, um dipolo induzido pode ser formado a partir das forças repulsivas entre os elétrons (pertencentes a uma molécula) e um dipolo permanente.

Ao contrário das interações de Keesom, as forças de Debye não dependem da temperatura. Essas forças têm o nome do físico-químico holandês-americano Peter Debye.

3. Forças de Dispersão de Londres

As forças de dispersão de London surgem devido às interações entre um dipolo instantâneo e um átomo/molécula.

Essas forças receberam o nome do físico alemão Fritz London e também são conhecidas como forças dipolo induzidas por dipolo instantâneas.

Acredita-se que essas forças sejam as mais fracas de todas as forças de Van der Waals.

A força da força de dispersão de London entre dois átomos/moléculas depende inteiramente da polarizabilidade do átomo/molécula.

A origem das forças de dispersão de van der Waals

Dipolos flutuantes temporários

As atrações são de natureza elétrica. Em uma molécula simétrica como o hidrogênio, entretanto, não parece haver nenhuma distorção elétrica para produzir partes positivas ou negativas. Mas isso só é verdade em média.

O diagrama em forma de losango representa uma pequena molécula simétrica – H₂, talvez, ou Br₂. O sombreamento uniforme mostra que, em média, não há distorção elétrica.

Mas os elétrons são móveis e, a qualquer momento, eles podem se encontrar em uma extremidade da molécula, fazendo com que essa extremidade -. A outra extremidade ficará temporariamente sem elétrons e, portanto, se tornará +.

Nota:  (leia como “delta”) significa “ligeiramente” – então  + significa “ligeiramente positivo”.

Um instante depois, os elétrons podem muito bem ter se movido para a outra extremidade, invertendo a polaridade da molécula.

Essa constante “movimentação” dos elétrons na molécula causa dipolos que flutuam rapidamente, mesmo na molécula mais simétrica. Isso acontece até mesmo em gases nobres, como o hélio, que consiste em um único átomo não combinado.

Se ambos os elétrons de hélio estiverem de um lado do átomo ao mesmo tempo, o núcleo não estará mais adequadamente coberto por elétrons naquele instante.

Como dipolos temporários dão origem a atrações intermoleculares

Vou usar o mesmo diagrama em forma de losango agora para representar qualquer molécula que poderia, de fato, ter uma forma muito mais complicada. A forma é importante (veja abaixo), mas manter a forma simples torna muito mais fácil desenhar os diagramas e entender o que está acontecendo.

Imagine uma molécula com polaridade temporária sendo abordada por outra que por acaso é totalmente apolar naquele momento. (Um evento bastante improvável, mas torna os diagramas muito mais fáceis de desenhar! Na realidade, uma das moléculas provavelmente terá uma polaridade maior do que a outra naquele momento – e por isso será a dominante.)

À medida que a molécula da direita se aproxima, seus elétrons tendem a ser atraídos pela extremidade ligeiramente positiva da esquerda.

Isso cria um dipolo induzido na molécula que se aproxima, que é orientado de tal forma que a extremidade  + de uma é atraída pela extremidade  – da outra.

Um instante depois, os elétrons da molécula da esquerda podem muito bem ter subido pela outra extremidade. Ao fazer isso, eles irão repelir os elétrons da mão direita.

A polaridade de ambas as moléculas se inverte, mas você ainda tem  + atraindo  -. Enquanto as moléculas permanecerem próximas umas das outras, as polaridades continuarão a flutuar em sincronização, de modo que a atração seja sempre mantida.

Não há razão para que isso tenha que ser restrito a duas moléculas. Enquanto as moléculas estão próximas, esse movimento sincronizado dos elétrons pode ocorrer em um grande número de moléculas.

Este diagrama mostra como toda uma rede de moléculas pode ser mantida unida em um sólido usando as forças de dispersão de van der Waals. Um instante depois, é claro, você teria que desenhar um arranjo bem diferente da distribuição dos elétrons à medida que eles se deslocavam – mas sempre em sincronização.

Forças de Van der Waals

Fonte: www.ncbi.nlm.nih.gov/Encyclopaedia Britannica/chem.libretexts.org/www.sciencedirect.com/byjus.com/teaching.ncl.ac.uk/www.tandfonline.com/core.ac.uk/www.chemguide.co.uk