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As forças de London atuam apenas quando as moléculas se encontram
muito próximas. Uma análise da equação revela que essas forças
diminuem muito com a distância entre as moléculas (inversamente proporcional
a r 6 ) e.que aumentam rapidamente com a polarizabilidade a.
A polarizabilidade, por sua vez, aumenta com o volume molar. Isso ocorre
porque, quanto maior a molécula, mais elétrons haverá e, consequentemente,
menor será a influência dos núcleos sobre eles, tornando a nuvem
eletrônica mais polarizável. Uma vez que o número de elétrons aumenta
com o crescimento da massa molar, geralmente as forças de London aumentam
com o crescimento desta; todavia, a massa não é diretamente a
origem de interações fortes.
Como as forças de London surgem da atração entre dipolos elétricos
instantâneos de moléculas vizinhas, elas atuam entre quaisquer tipos de moléculas,
mesmo nos casos em que ocorre interação dipolo-dipolo.
Deve-se notar que uma molécula polar pode também atrair uma molécula
apelar; por meio da interação dipolo-dipolo induzido.
A intensidade das forças de London depende também das formas das
moléculas. Considere, por exemplo, os alcanos isoméricos de fórmula C,H I2
representados a seguir. Todos os três compostos possuem a mesma massa
molecular e, consequentemente, o mesmo número de elétrons; no entanto,
a temperatura de ebulição varia de 36°C a 9,5 "C,
Pentano
T =36°C
e
H C-CH-CH -CH
3 I 2 3
CH 3
2-metilbutano
T = 28°C
e
Capítulo 1 Estrutura e propriedades de moléculas orgânicas 19
CH 3
I
H C-C-CH
3 I 3
CH 3
2,2-dimetilpropano
Te= 9,5°C
A explicação para esse fato está na intensidade das forças intermoleculares,
Em todos os três casos, como a natureza da força intermolecular
é a mesma, ou seja, forças de London, a diminuição da temperatura de
ebulição se deve à diminuição da intensidade dessas forças. Isso acontece
porque, na medida em que o composto fica mais ramificado, ele se torna
mais esférico, e, consequentemente, a área de contato entre as moléculas
diminui, resultando em um decréscimo na intensidade das interações intermoleculares.
Isso pode ser claramente observado na Figura 1.11, na qual a
redução na área de contato entre as moléculas fica evidente, à medida que
O composto se torna mais ramificado.
Ligação de hidrogênio
Do início do século XX até o final da década de 1930, apareceram
~ na literatura muitas descrições de interações entre átomos de hidrogênio e
átomos muito eletronegativos, que não se encontravam ligados por meio de
ligação covalente. Em 1920, Latimer e Rodebush, estudando a estrutura e
as propriedades da água sob o ponto de vista da teoria de valência de Lewis,
propuseram em um artigo que o par de elétrons não ligantes de uma molécula
de água devia ser capaz de exercer força suficiente sobre um átomo
de hidrogênio de outra molécula de água, de modo que essas moléculas se
encontrassem unidas umas às outras. Segundo esses pesquisadores, "tal explicação
corresponde a dizer que um núcleo de hidrogênio, mantido entre
dois octetos, constitui uma ligação fraca"."
LATIMER, W. M.; RODEBUSH, W. H. (1920).
2,2-dimetilpropano Pentano
Figura 1.11 Modelos das estruturas
do 2,2-dimetilpropano e do pentano,
em que as esferas cinzas representam
os átomos de hidrogênio e as azuis, os
de carbono. Os raios das esferas são
proporcionais aos raios atômicos.