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Forças de dispersão de London

Forças de dispersão de London resultam das interações coulombianas entre dipolos instantâneos. Forças de dispersão estão presentes entre todas as moléculas (e átomos) e são tipicamente maiores para moléculas mais pesadas e mais polarizáveis e moléculas com superfícies maiores. Versão original criada por Sal Khan.

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Transcrição de vídeo

[RKA20C] Olá, meu amigo ou minha amiga! Tudo bem com você? Seja muito bem-vindo(a) a mais um vídeo da Khan Academy Brasil! Neste vídeo, vamos começar a conversar sobre as forças que existem entre átomos neutros ou moléculas neutras. A primeira dessas forças intermoleculares sobre a qual vamos falar é a força de dispersão de London. Isso parece ser algo muito sofisticado, mas, na verdade, é um fenômeno muito interessante e quase intuitivo. Estamos acostumados a pensar sobre átomos... E vamos apenas dizer que temos um átomo neutro. Se é neutro, significa que ele tem o mesmo número de prótons e elétrons. Isso que eu estou representando aqui são todos os prótons e os nêutrons no núcleo do átomo. Aí, teremos uma nuvem de elétrons. Estou imaginando que todos esses elétrons estão meio que saltando. Então, é assim que eu vou representar. Ah, é importante deixar claro que não estou desenhando em escala. O núcleo é realmente algo muito menor. Agora, vamos dizer que temos, ao lado dele, outro átomo que também é neutro. Talvez seja o mesmo tipo de átomo, mas pode ser diferente. O importante é que ele seja neutro e que também tenha uma nuvem de elétrons ao redor do núcleo. Agora, quero te fazer uma pergunta. Se ambos os átomos são neutros, como eles podem ser atraídos um pelo outro? É isso que as forças de dispersão de London realmente explicam, principalmente porque observamos que até mesmo alguns átomos neutros e moléculas neutras podem ser atraídos uns pelos outros. A forma de pensar sobre isso é que os elétrons estão constantemente saltando ao redor do núcleo, e a gente observa isso de forma probabilística, ou seja, os elétrons estão nessa nuvem de densidade de probabilidade onde um elétron poderia estar em qualquer lugar em um determinado momento. Os elétrons nem sempre vão ser distribuídos uniformemente. Pode ter uma situação em que esse átomo pode parecer assim em um determinado momento, com talvez um pouco mais dos elétrons ficando mais tempo do lado esquerdo do átomo que do lado direito. Então, talvez a gente tenha algo assim. Sendo assim, por esse breve momento, teremos uma carga parcial negativa do lado esquerdo. A gente representa essa carga parcial com a letra grega δ, Aí, como você pode imaginar, teremos uma carga parcial positiva aqui, deste outro lado. Não se esqueça de que, quando falamos sobre cargas uniformemente distribuídas, a carga negativa foi compensada pela carga positiva do núcleo. Porém, aqui do lado direito, temos agora menos elétrons. Então, teremos uma carga parcial positiva aqui. E, do lado onde está a maioria dos elétrons neste momento, teremos uma carga parcialmente negativa. Agora, o que isso pode induzir no átomo vizinho? Pause o vídeo e pense sobre isso. Pense sobre o que pode acontecer com o átomo que está ao lado. Bem, como sabemos, cargas iguais se repelem, e cargas opostas se atraem. Então, se tivermos uma carga parcial positiva aqui do lado direito deste átomo que está à esquerda, os elétrons negativos deste átomo à direita podem ser atraídos por esse átomo. Então, estes elétrons aqui podem ser atraídos para a esquerda. Com isso, eles vão para a esquerda desse átomo. Isso vai acabar induzindo o que chamamos de dipolo. Aí, teremos uma carga parcial negativa aqui do lado esquerdo desse átomo e uma carga parcial positiva aqui do lado direito dele. A gente já tinha um dipolo que foi produzido de forma aleatória aqui, neste átomo à esquerda. Porém, isso acabou induzindo a criação de um dipolo aqui, no átomo do lado direito. Mas o que é um dipolo? Um dipolo é desenvolvido quando temos a separação de carga, onde temos cargas positivas e negativas em duas partes diferentes de uma molécula ou de um átomo ou de qualquer outra coisa. Aí, quando isso acontece, teremos esses dois personagens sendo atraídos um pelo outro. Ou seja, aqui em nosso exemplo, os dois átomos vão ser atraídos um pelo outro. E essa atração que acontece devido a dipolos induzidos tem tudo a ver com as forças de dispersão de London. Na verdade, você pode dizer que as forças de dispersão de London são as forças que surgem em um dipolo induzido. Eles se sentem atraídos um pelo outro por causa de alguma coisa que era para ser temporária e acabou causando um desequilíbrio de elétrons. Algo que induziu um dipolo em outro átomo ou outra molécula, fazendo com que eles fossem atraídos um pelo outro. Agora, quero te fazer uma outra pergunta. Quão fortes ou quão intensas essas forças podem ser? Isso está diretamente relacionado com a ideia de polarizabilidade, ou seja, o quão fácil é polarizar um átomo ou uma molécula. De modo geral, quanto mais elétrons você tem, maior é a nuvem de elétrons. Algo que geralmente está associado à massa molar. Então, geralmente, quanto maior a massa molar, maior será a polarizabilidade do átomo, já que teremos mais elétrons para brincar. Se aqui fosse um átomo de hélio, que tem uma nuvem de elétrons relativamente pequena, não teríamos um desequilíbrio significativo. No máximo, teríamos dois elétrons de um lado, o que causaria um pequeno desequilíbrio. Por outro lado, imagine um átomo muito maior ou uma molécula muito maior... A gente poderia ter um desequilíbrio muito maior, não é? 3, 4, 5... 50 elétrons. Sem dúvida, isso criaria um dipolo temporário mais forte, o que, então, induziria a um dipolo mais forte no vizinho. E isso poderia se propagar por toda a amostra de uma molécula. Por exemplo, se você fosse comparar alguns gases nobres entre si. Podemos olhar para os gases nobres aqui, no lado direito da tabela periódica dos elementos. Se você fosse comparar as forças de dispersão de London entre, digamos, o hélio e o argônio, qual você acha que teria forças de dispersão de London mais intensas: vários átomos de hélio ao lado uns dos outros ou vários átomos de argônio próximos uns dos outros? Bem, os átomos de argônio têm uma nuvem de elétrons maior. Portanto, eles têm maior polarizabilidade. Logo, teremos forças de dispersão de London mais intensas no argônio. Você pode realmente ver isso em seus pontos de ebulição: o ponto de ebulição do hélio é -268,9°C, enquanto que o ponto de ebulição do argônio é -185,8°C. Eu sei, ainda está baixo para os padrões normais de temperatura, mas é mais alto que o ponto de ebulição do hélio. Uma forma de pensar sobre isso é que, se você observasse uma amostra de hélio a -270°C, essa amostra estaria no estado líquido, mas, ao aquecê-la para valores acima de -268,9°C, teremos as forças de dispersão de London, que estão mantendo os átomos de hélio juntos deslizando-se uns sobre os outros em um estado líquido, sendo superadas pela energia fornecida aos átomos devido ao aumento de temperatura. Com isso, os átomos serão capazes de se libertarem, ou seja, o hélio vai essencialmente ferver e entrar no estado gasoso em que estamos acostumados a observá-lo. Agora, isso só vai acontecer com o argônio com uma temperatura bem maior, mesmo que muito baixa para os nossos padrões. Por isso, é preciso mais energia para superar as forças de dispersão de London do argônio, justamente porque os átomos de argônio têm nuvens eletrônicas maiores. De um modo geral, quanto maior a molécula, maior será a nuvem de elétrons. Consequentemente, maior serão a polarizabilidade e as forças de dispersão de London. Mas outra coisa que é importante é forma da molécula. Quanto mais as moléculas podem entrar em contato umas com as outras, ou seja, quanto maior for a área de superfície que é exposta uma à outra, maior será a probabilidade de um dipolo induzir outros dipolos. Por exemplo, podemos ver o butano em duas formas diferentes. Podemos ver o que é conhecido como n-butano, que se parece com isto. Aqui, temos 4 carbonos e 10 hidrogênios. 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10. Isso é conhecido como n-butano. Mas uma outra forma do butano é conhecida como isobutano, ele tem esta forma: 3 carbonos na cadeia principal... Aí, teremos um carbono que faz uma ligação com este carbono médio. Todos eles possuem quatro ligações. Sendo assim, o que falta é completado com os hidrogênios. Então, ficaria assim. Isto aqui é o isobutano. Agora, se você tiver uma amostra de vários n-butanos e se tiver também uma amostra de vários isobutanos, qual desses você acha que terá um ponto de ebulição mais alto? Bem, se você tem vários n-butanos próximos uns aos outros, imagine outro n-butano bem aqui. Vai ter mais área de superfície em contato com os butanos vizinhos, porque é uma molécula longa. Assim, mais área superficial vai ser exposta aos vizinhos. Já o isobutano tem uma forma mais compacta, ele possui uma área de superfície menor, não tem essas grandes cadeias longas. Então, devido a isso, as moléculas do n-butano terão forças de dispersão de London mais altas. Obviamente que eles possuem o mesmo número de átomos. Eles também possuem o mesmo número de elétrons. Então, eles têm tamanhos semelhantes de nuvens eletrônicas, já que possuem a mesma massa molar. Mas, por causa da forma alongada do n-butano, eles são capazes de se aproximarem uns dos outros e induzir mais esses dipolos. Então, apenas olhando para a forma do n-butano versus isobutano, você veria forças de dispersão de London maiores no n-butano. Assim, ele terá um ponto de ebulição maior. Vai ser necessário mais energia para superar as forças de dispersão de London e fazer com que ele entre no estado gasoso. Enfim, meu amigo ou minha amiga, espero que você tenha compreendido tudo direitinho que conversamos aqui e, mais uma vez, quero deixar para você um grande abraço e até a próxima!