O que mantém as moléculas unidas nos estados líquido e sólido? Que força faz a água, contrariando a gravidade, subir desde a raiz até o topo da árvore mais alta? Como é que alguns insectos podem andar sobre a água? Por que o DNA tem a configuração em forma de hélice? porque é que os óleos não se misturam com a água? porque é que uma gota de qualquer líquido tem a forma esférica? porque é que os adesivos aderem a uma variedade de superfícies? Todos os objectos ao nosso redor são constituídos por átomos. Estes átomos, algumas vezes, combinam-se e formam moléculas: são unidos através da formação de ligações covalentes. Mas as moléculas são discretas: a água, por exemplo, consiste em pequenos grupos de 3 átomos, sendo um do elemento oxigénio que se liga a dois átomos de hidrogénio. A ligação covalente, entretanto, é intramolecular: apenas une os átomos que formam a molécula. O que impede, entretanto, que todas as moléculas num copo de água se difundam pelo meio, instantaneamente, deixando o copo vazio? O que as mantém unidas? Como é que elas formam um objecto sólido, compacto, quando arrefecidas? As forças que existem entre as moléculas - forças intermoleculares - não são tão fortes como as ligações iónicas ou covalentes, mas são muito importantes; sobretudo quando se deseja explicar as propriedades macroscópicas da substância. E são estas forças as responsáveis pela existência de 3 estados físicos. Sem elas, só existiriam gases.
As forças intermoleculares têm origem electrónica: surgem de uma atracção electrostática entre nuvens de electrões e núcleos atómicos. São fracas, se comparadas às ligações covalentes ou iónicas. Mas forte o suficiente para sustentar uma lagartixa no tecto da sala (veja quadro). Lagartixa van der Waals Uma dúvida cruel tem atormentado muitos cientistas: como, de facto, a lagartixa consegue caminhar pelas paredes, mesmo no tecto? Alguns sugeriram que suas patas possuiam microventosas. Entretanto, todas as tentativas de se provar a existência de tais ventosas falharam: as lagartixas possuem tal comportamento mesmo sob vácuo ou sobre uma superfície muito lisa e molhada. Em 1960, o alemão Uwe Hiller sugeriu que um tipo de força atractiva, entre as moléculas da parede e as moléculas da pata da lagartixa, fosse a responsável. Hiller sugeriu que estas forças fossem as forças intermoleculares de van der Waals. Tudo bem que elas mantenham moléculas unidas, mas... Uma lagartixa? Poucos deram crédito à sugestão de Hiller. Até que, em um exemplar recente da revista Nature, Autumn escreveu o artigo "Full, Adhesive force of a single gecko foot-hair" (Autumn, K. et al., Nature 405, 681-685 (2000)), trazendo evidências de que, de fato, são forças intermoleculares as responsáveis pela adesão da pata da lagartixa à parede. Mais precisamente entre a superfície e as moléculas dos "setae", pelos microscópicos que cobrem as patas das lagartixas.
Johannes Diderik Van Der Waals Amsterdam University Amsterdam, the Netherlands 1837-1923 Físico Holandês, recebeu o prémio Nobel da Física em 1910 pelo seu trabalho sobre as propriedades de gases e líquidos Johannes Diderik van der Waals nasceu a 23 de Novembro de 1837 em Leyden. Era o filho mais velho de uma família de oito irmãos. Foi um dos mais influentes físicos holandeses de considerável valor para o progresso da ciência na Holanda e para o prestígio da Holanda neste campo. Após ter terminado a escolaridade básica van der Waals estudou para professor primário, profissão que veio a exercer entre 1856 e 1861 na sua terra natal. Efectuou estudos na Universidade de Leyden frequentando aulas de matemática, de física e de astronomia. De 1864 foi professor numa escola secundária em Deventer e em 1866 mudou-se para The Hague onde ensinou Física e Matemática numa das escolas secundárias que também dirigiu.
1. Interacções Moleculares Permitem-nos perceber como os átomos se juntam para formar moléculas e como é que as moléculas interactuam entre si. As diferentes propriedades dos materiais resultam das ligações entre as moléculas que os constituem. Suporte: Raymond Chang, Physical Chemistry for the Chemical and Biological Sciences, University Science Books, 2000. Cap. 15 The Chemical Bond; Cap. 16 Intermolecular Forces. Raymond Chang, Química, McGraw Hill. Cap. 9 (ligação iónica e covalente); Cap. 10 (orbitais ligantes e antiligantes, para perceber as propriedades dos sólidos; Cap. 11 (interacções intermoleculares). As forças de Van der Waals podem ser de 3 tipos: Atracções dipolo permanente dipolo permanente Atracções dipolo permanente dipolo induzido Interacções de London (de dispersão)
Dipolo permanente - Dipolo permanente (interacções de Keesom): Atracção entre moléculas polares. Os dipolos atraemse pelos pólos opostos (positivo-negativo). Exemplo: moléculas de água Num sólido, as moléculas polares dispõem-se de modo a que a extremidade positiva de uma molécula esteja próxima da extremidade negativa de outras moléculas (retirado de Maciel, N. Preparação para a Prova de Exame Química. Porto: Porto Editora, 2004).
Dipolo permanente - Dipolo induzido (interacções de Debye): Atracção entre uma molécula polar e uma molécula apolar. O dipolo causa atracção electrónica entre o seu pólo positivo e a nuvem electrónica da molécula apolar e uma repulsão entre esta nuvem e seu pólo negativo. Isso causa uma deformação da nuvem electrónica na molécula apolar, provocando a formação de dipolos (induzidos). Distribuição de cargas num átomo de um determinado elemento. Distorção causada pela aproximação de um dipolo (retirado de Maciel, N. Preparação para a Prova de Exame Química. Porto: Porto Editora, 2004).
Dipolo instantâneo - Dipolo induzido: Também chamada Força de dispersão de London, A ligação dipolo instantâneo dipolo induzido é um tipo de ligação intermolecular, característica de moléculas apolares. Nestas moléculas, a distribuição de cargas eléctricas é uniforme. No entanto, os electrões estão em constante movimento aleatório. Devido ao movimento aleatório e incessante dos electrões, estes podem, num determinado momento, acumular-se numa dada zona da molécula. Deste modo, gera-se uma distribuição assimétrica das cargas eléctricas na molécula, havendo uma zona que fica com excesso e outra zona com deficiência de carga negativa. Diz-se que se forma um dipolo instantâneo. O dipolo instantâneo interage com moléculas vizinhas, provocando nestas a formação de dipolos: dipolos induzidos. A zona de carga negativa do dipolo instantâneo repele os electrões de uma molécula vizinha; a zona de carga positiva do dipolo instantâneo atrai os electrões de outra molécula vizinha. Entre os pólos de carga contrária surge atracção: ligação intermolecular. Note-se, no entanto, que as moléculas continuam a ser neutras. Atracções dipolo instantâneo - dipolo induzido (retirado de Maciel, N. Preparação para a Prova de Exame Química. Porto: Porto Editora, 2004).
1.2. Tipos de interacções moleculares
Ligações de hidrogénio ou pontes de hidrogénio: As ligações ou pontes de hidrogénio são um tipo de interacção dipolo permanente - dipolo permanente particularmente forte. Estas ligações são características de moléculas fortemente polares que possuem um átomo de hidrogénio ligado por covalência a um átomo muito electronegativo, tal como o de azoto (N), o de oxigénio (O) ou o do flúor (F). A água é um exemplo de líquido em que as ligações intermoleculares são ligações de hidrogénio. Como o átomo de oxigénio é muito electronegativo, estabelece-se uma atracção forte entre o átomo de oxigénio de uma molécula de água e o de hidrogénio de uma molécula vizinha. Em cada molécula de água, um átomo de oxigénio liga-se por covalência a dois átomos de hidrogénio, podendo cada molécula participar em quatro ligações de hidrogénio. É o que se passa aquando da formação do gelo. Com a solidificação da água, formam-se anéis com seis moléculas ligadas entre si por ligações de hidrogénio. Também existem ligações deste tipo em compostos orgânicos, tais como álcoois, ácidos, aminas e amidas. Algumas macromoléculas, como as proteínas e os ácidos nucleicos, também apresentam pontes de hidrogénio. Ligações de hidrogénio na molécula de água (retirado de Maciel, N. Preparação para a Prova de Exame Química. Porto: Porto Editora, 2004).
Ião - Dipolo permanente: Atracção entre um Ião e uma molécula polar (dipolo). Dois tipos de interacção ião - dipolo (retirado de Maciel, N. Preparação para a Prova de Exame Química. Porto: Porto Editora, 2004). Ião - Dipolo induzido: Atracão entre um ião e uma molécula apolar. O ião causa uma atracção ou repulsão electrónica com a nuvem electrónica da molécula apolar, causando uma deformação da nuvem electrónica na molécula apolar e provocando a formação de dipolos (induzidos).
Como já foi referido, as interacções moleculares têm intensidades diferentes:
1.3. As acções intermoleculares e os estados físicos da matéria O estado de um composto à temperatura ambiente depende da pressão e temperatura. À pressão atmosférica, o seu estado é determinado pela razão entre a energia das suas ligações e a sua energia cinética a uma dada temperatura.
São QUATRO os estados da matéria. Para além dos indicados, há ainda o estado de PLASMA. Neste estado, os átomos encontram-se ionizados. Variando a temperatura e a pressão, qualquer substância pode existir no estado sólido, líquido ou gasoso. Tanto nos sólidos como nos líquidos ou nos gases existem forças atractivas entre as partículas, mais ou menos intensas, fazendo com que elas se encontrem mais ou menos ligadas entre si. Assim, a cada um dos estados físicos da matéria correspondem certas propriedades macroscópicas e microscópicas desse estado, independentemente das substâncias em causa.
O estado físico é determinado pelas forças de atracção. Estados condensados: LÍQUIDOS e SÓLIDOS Líquidos Sólidos As moléculas são mantidas juntas por forças de atracção O espaço livre entre as moléculas é reduzido -> difícil compressibilidade O volume é definido As moléculas podem deslocar-se, umas relativamente às outras. As moléculas são mantidas juntas rigidamente e vibram em torno de um ponto fixo. São menos compressíveis do que os líquidos. São geralmente mais densos que os líquidos. Excepção: água. Têm forma e volume definido. Um líquido adapta-se à forma do recipiente que o contém.
A densidade mais baixa do gelo comparada com a da água pode ser entendida em termos das interacções de ligação de hidrogénio entre as moléculas de água. No estado líquido, cada molécula de água sofre variações contínuas de interacções com seus vizinhos. A ligação de hidrogénio é uma componente principal dessas interacções. As moléculas estão tão próximas quanto possível, mesmo que os seus movimentos térmicos as mantenham em constante movimento. Entretanto, quando a água congela, as moléculas assumem o arranjo aberto e ordenado mostrado na Figura abaixo. Esse arranjo optimiza as interacções da ligação de hidrogénio entre as moléculas, mas ele cria uma estrutura menos densa para o gelo se comparada com a da água. Uma determinada massa de gelo ocupa maior volume que a mesma massa de água líquida.
A menor densidade do gelo comparada com a da água líquida afecta profundamente a vida na Terra. Como o gelo flutua ele cobre a superfície da água quando um lago congela no clima frio, isolando a água abaixo. Se o gelo fosse mais denso que a água, o gelo formado na superfície de um lago afundaria e o lago congelaria totalmente. A maior parte da vida aquática não sobreviveria sob essas condições. A expansão da água, ao congelar-se, é também o que faz com que as canalizações rebentem em climas com temperaturas inferiores a 0 o C. Iceberg de Newfoundland.
Tensão superficial Quando se coloca água em uma superfície encerada, ela espalha-se em bolhas, formando esferas distorcidas. Este comportamento deve-se a um desequilíbrio das forças intermoleculares na superfície do líquido, como mostra a Figura. Observe que as moléculas no interior são atraídas igualmente em todas as direcções, enquanto as da superfície sofrem uma força líquida para o interior. Essa força para o interior atrai as moléculas da superfície para dentro, reduzindo a área superficial. Essa força para o interior também ocasiona o empacotamento das moléculas de forma mais densa, fazendo com que o líquido se comporte quase como se tivesse uma pele. Esse efeito permite que uma agulha colocada com muito cuidado na superfície da água flutue e alguns insectos caminhem na água, mesmo se suas densidades forem maiores que a da água.
Gases Têm movimento livre. Não têm forma ou volume definido. Adaptam-se à forma do recipiente. Muito compressíveis. Baixa densidade.
2. Estado gasoso um gás é uma colecção de partículas em constante movimento o movimento das partículas é aleatório e desordenado o espaço entre as partículas é muito maior do que o tamanho de cada partícula as partículas chocam entre si e com as paredes do recipiente que contém o gás. Estes choques são completamente elásticos. a velocidade média de uma amostra de gás aumenta com o aumento da temperatura 2.1. Variáveis de estado Para podermos interpretar o comportamento dos gases, é necessário saber como se relacionam as quatro variáveis: Pressão (P) Volume (V) Temperatura (T) Quantidade de substância (n)
Unidades Pressão Unidades Símbolo Equivalência Pascal (Unidade SI) Pa = 1 N.m -2 = 1 kgf.m -1.s -2 atmosfera atm = 101325 Pa = 101325 N.m -2 bar bar = 10 5 Pa torriceli Torr = (101325/760) Pa ~ 133,322 Pa milímetro de mercúrio (convencional) mmhg = 1 torr Temperatura Unidade Símbolo Equivalência Kelvin (unidade SI) K = 1 K grau Celsius o C = T (K) - 273,15 grau Fahrenheit o F = 1,8 T ( o C) + 32 Volume Unidade Símbolo Equivalência metro cúbico (unidade SI) m 3 = 1 m 3 litro l, L = 1 dm 3 = 10-3 m 3 galão (US) US-gal = 3,78541 dm 3 galão (UK) B-gal = 4,546 09 dm 3
2.2. A equação de estado dos gases ideais Os gases estudados neste capítulo são idealizados (Gases Ideais), porque seria muito difícil ter em conta todos os detalhes referentes a cada gás que existe na natureza. Para facilitar vamos simplificar as coisas. Características de um gás ideal: é formado por muitas partículas em movimento constante e caótico (desordenado); as partículas que formam o gás são todas idênticas (pontuais, rígidas e com mesma massa); as forças de atracção e repulsão entre as partículas são desprezáveis, elas só interagem entre si quando uma choca contra a outra (lei da acção e reacção); os choques entre as partículas são considerados elásticos (ideais); Lei geral dos gases Esta lei é válida somente quando o número do moles do gás não muda, ou seja, quando sua quantidade dentro do recipiente não muda.p i V i /T i = P f V f /T f Pi ; Vi ; Ti = pressão, volume e temperatura antes de se mudar qualquer uma destas variáveis de estado. Pf ; Vf ; Tf = pressão, volume e temperatura depois de se mudar alguma destas variáveis de estado.
Equação de estado dos gases ideais ou equação de Clapeyron onde: P - representa a pressão do gás; V - é o volume ocupado pelo gás; n - a quantidade química (número de moles) de gás presente; R - a constante universal dos gases ideais; T - a temperatura absoluta. A constante dos gases ideais, R, pode ter dois valores: R = 8,31451 J.mol -1.K -1, Ou R = 0,082056 atm.dm 3.mol -1.K -1, quando:p, estiver expressa em quando:p, estiver expressa em atm; pascal;v, em m 3 ;n, em mol; V, em dm 3 ;n, em mol; T, em kelvin. T, em kelvin.
Volume molar em condições padrão de temperatura e de pressão: Pressão = 1,01x10 5 Pa Temperatura = 25 ºC = 298,15 K o volume molar determinado pela equação dos gases ideais é de 24,5 dm 3 mol -1 Volume molar em condições normais de temperatura e de pressão: Pressão = 1,01x10 5 Pa Temperatura = 0 ºC = 273,15 K o volume molar determinado pela equação dos gases ideais é de 22,4 dm3 mol-1
Robert Boyle (Lismore Castle, 25 de Janeiro de 1627-31 de Dezembro de 1691) foi um filósofo natural anglo - irlandês do Século XVII que se destacou pelos seus trabalhos no âmbito da física e da química. Edme Mariotte (Dijon, c. 1620 Paris, 12 de Maio de 1684) foi um cientista e padre francês, que se destacou principalmente no campo da física, mas também escreveu sobre fisiologia vegetal. A Lei de Boyle-Mariotte diz que: "Sob temperatura constante (condições isotermas), o produto da pressão e do volume de uma massa gasosa é constante, sendo, portanto, inversamente proporcionais. Qualquer aumento de pressão produz uma diminuição de volume e qualquer aumento de volume produz uma diminuição de pressão." P V = k = constante
Jacques Alexandre Cesar Charles (12 de Novembro de 1746-7 de Abril de 1823) foi um químico francês que desenvolveu a teoria da Lei de Charles por volta de 1787. Charles não publicou a sua teoria; ela foi publicada por Joseph-Louis Gay-Lussac em 1802. Louis Joseph Gay-Lussac (6 de Dezembro de 1778, Saint-Léonard-de-Noblat - 10 de Maio de 1850, Paris) foi um físico e químico francês. Lei de Charles e Gay-Lussac - A volume constante, a pressão de uma massa fixa de um gás varia linearmente com a temperatura do gás em graus Celsius. A pressão constante, o volume de uma massa fixa de um gás varia linearmente com a temperatura do gás em graus Celsius.