Imagine que você tem duas partículas ou moléculas, sozinhas em um espaço vazio. À primeira vista, parece não haver interação entre elas, mas se aproximarmos o suficiente nossa lupa microscópica e observarmos de perto, algo incrível começa a acontecer: uma dança invisível começa a conectá-las.
Não, não é mágica, são forças fundamentais da natureza que desempenham seu papel nas coisas mais cotidianas, desde o simples ato de você pegar um copo de água sem que ele escape entre os dedos, até o comportamento de materiais em nível atômico.
O que realmente acontece entre essas moléculas e como isso influencia nosso dia a dia?
Bem, é hora de mergulhar um pouco mais no fascinante mundo da física.
Hoje falamos sobre as forças de Van der Waals.
Johannes Diderik van der Waals
Johannes Diderik van der Waals (1837-1923) foi um físico holandês célebre por seu trabalho na teoria dos gases e líquidos. Sua maior contribuição foi a formulação da equação de estado que leva seu nome, a equação de Van der Waals, que descreve o comportamento dos gases reais, levando em conta o volume das moléculas e as forças de atração entre elas. Isso foi um avanço crucial sobre as leis dos gases ideais, que não consideravam tais fatores. Por esse trabalho, Van der Waals recebeu o Prêmio Nobel de Física em 1910.
Ele também é creditado com a descoberta das forças de Van der Waals, que discutimos neste artigo e que estão presentes em seu trabalho premiado com o Nobel, já que são muito importantes na explicação sobre o comportamento dos gases.
O que são as forças de Van der Waals?
As forças de Van der Waals são interações atrativas ou repulsivas de curta distância que atuam entre moléculas ou átomos. Embora sejam muito mais fracas do que outros tipos de interações, como ligações covalentes ou iônicas, sua importância é enorme na natureza, pois são responsáveis pela coesão entre moléculas e afetam fenômenos como a adesão entre superfícies, o comportamento dos gases e a estrutura de sólidos e líquidos.
Para entender melhor essas interações, é útil conhecer o conceito de dipolo. Um dipolo ocorre quando há uma separação de cargas dentro de uma molécula. Isso significa que uma parte da molécula tem uma carga positiva leve e outra parte tem uma carga negativa leve. Um bom exemplo de dipolo é a molécula de água (H₂O). Nela, o átomo de oxigênio atrai mais os elétrons do que os átomos de hidrogênio, o que faz com que a região próxima ao oxigênio tenha uma carga negativa parcial e a região próxima aos hidrogênios, uma carga positiva parcial. Essa diferença na distribuição de cargas é o que cria o momento dipolar.
Agora que entendemos o que é um dipolo, podemos detalhar os tipos de forças de Van der Waals:
Forças de dispersão (ou de London):
Essas forças são as mais gerais e ocorrem entre todas as moléculas, independentemente de serem polares ou não, mesmo que não tenham um dipolo permanente. Como é possível que haja uma atração entre elas? A mecânica quântica nos dá a resposta. Os elétrons dentro de uma molécula estão em movimento constante, e a qualquer momento, esse movimento pode causar uma distribuição assimétrica dos elétrons, gerando um dipolo temporário. Esse dipolo instantâneo pode induzir um dipolo em uma molécula próxima, criando uma atração entre as duas. Embora uma molécula possa ser eletricamente neutra em média, em um dado momento, pode formar um dipolo temporário devido a um desequilíbrio na nuvem eletrônica. Esse dipolo momentâneo pode induzir um dipolo em uma molécula vizinha, criando uma atração mútua.
Tecnicamente, as forças de dispersão têm uma relação inversa com a sexta potência da distância entre as moléculas, o que significa que a atração diminui rapidamente à medida que a separação entre elas aumenta. Essas interações também dependem da polarizabilidade das moléculas, ou seja, da facilidade com que a nuvem eletrônica ao redor de um átomo ou molécula pode ser distorcida.
Exemplo: Nos gases nobres, como o hélio (He) ou o argônio (Ar), as forças de dispersão são responsáveis por esses gases poderem ser liquefeitos em temperaturas extremamente baixas. Embora esses átomos não tenham dipolos permanentes, os dipolos temporários induzidos pelas flutuações quânticas permitem que eles se atraiam o suficiente para formar um líquido quando a temperatura é baixa o suficiente.
Forças dipolo-dipolo:
Essas forças atuam entre moléculas que têm dipolos permanentes, aquelas em que a distribuição de carga é assimétrica, isto é, moléculas onde as cargas não estão distribuídas de maneira uniforme.
As forças dipolo-dipolo atuam de forma que as zonas de carga oposta de diferentes moléculas se atraem entre si.
Essas forças são especialmente importantes em substâncias onde predominam as moléculas polares. A intensidade da interação dipolo-dipolo depende do momento dipolar das moléculas e diminui com o aumento da distância entre elas. Além disso, essas interações são influenciadas pelo meio em que se encontram, já que a constante dielétrica do ambiente pode amortecer a atração.
Exemplo: As moléculas de água (H₂O) são polares e se alinham de tal forma que os átomos de hidrogênio, que têm uma carga positiva parcial, se orientam para os átomos de oxigênio de outras moléculas, que têm uma carga negativa parcial.
Quando várias moléculas de água estão próximas, as zonas de cargas opostas se atraem, gerando uma interação que é mais forte que as forças de dispersão, embora ainda seja mais fraca que as ligações covalentes.
Essa interação entre os dipolos permanentes das moléculas de água é responsável por muitos de seus comportamentos únicos, como seu ponto de ebulição incomumente alto em comparação com outras moléculas de tamanho similar.
Forças dipolo induzido-dipolo
Nesse caso, uma molécula polar (com um dipolo permanente) pode induzir um dipolo em uma molécula não polar próxima. A molécula polar distorce a nuvem eletrônica da molécula não polar, gerando uma separação temporária de cargas nesta última, permitindo que as duas moléculas se atraiam.
Um exemplo pode ser visto na dissolução de oxigênio (O₂) na água. Embora o oxigênio seja uma molécula não polar, o dipolo permanente da água pode induzir um dipolo nas moléculas de oxigênio, permitindo que interajam fracamente.
Este tipo de interação é mais fraco do que as interações dipolo-dipolo ou as forças de dispersão, mas ainda é importante em certos fenômenos. A magnitude dessas forças depende tanto da polarizabilidade da molécula não polar quanto da intensidade do dipolo permanente da molécula polar.
Exemplo: Um bom exemplo é a interação entre moléculas de água (H₂O) e oxigênio molecular (O₂). O oxigênio, sendo uma molécula não polar, não teria uma forte interação com outras moléculas. No entanto, em contato com a água, a polaridade das moléculas de H₂O induz um dipolo temporário nas moléculas de O₂, permitindo que estas se dissolvam na água em pequenas quantidades. Sem as forças de Van der Waals, não haveria oxigênio na água, e portanto, não haveria vida animal no mar.
Modelo de Lennard-Jones
Para descrever matematicamente essas interações, o modelo de Lennard-Jones é muito útil. Esta equação representa a energia potencial entre duas moléculas em função da distância entre elas e é amplamente utilizada para modelar as forças de interação de Van der Waals (atrativas) e as forças repulsivas que aparecem a distâncias muito curtas, devido à repulsão entre os elétrons das moléculas.
A equação é expressa da seguinte forma:
\(V(r) = 4 \varepsilon \left[ \left(\frac{\sigma}{r}\right)^{12} - \left(\frac{\sigma}{r}\right)^{6} \right]\)
Onde:
- V(r): Representa a energia potencial em função da distância r entre duas partículas.
- r: É a distância entre as duas partículas.
- ε (épsilon): Representa a profundidade do poço de energia, isto é, a quantidade de energia na qual as duas moléculas se atraem fortemente. Este parâmetro está relacionado com a intensidade da atração de Van der Waals.
- σ (sigma): É a distância na qual a energia potencial entre as duas moléculas é zero. Em outras palavras, é a distância na qual a repulsão e a atração se equilibram.
- O termo \(\left(\frac{\sigma}{r}\right)^{12}\): Representa a força repulsiva, que aumenta rapidamente quando os átomos ou moléculas estão muito próximos devido à repulsão entre os elétrons.
- O termo \(\left(\frac{\sigma}{r}\right)^{6}\): Representa a força atrativa (forças de Van der Waals), que atua quando as moléculas estão a certa distância e diminui mais lentamente.
Interpretação da equação:
- A distâncias muito pequenas (r menor que σ), a repulsão entre os átomos domina, fazendo com que a energia potencial aumente rapidamente devido à exclusão de Pauli.
- A distâncias intermediárias (próximas a σ), alcança-se o equilíbrio entre a atração e a repulsão, onde a energia potencial é mínima, indicando que as partículas estão em uma posição estável.
- A maiores distâncias (r maior que σ), a atração de Van der Waals domina, mas esta diminui rapidamente com a distância, reduzindo o potencial a zero.
Gráfico do potencial de Lennard-Jones:
Em um gráfico de V(r) versus r, a curva tem uma forma característica: uma queda acentuada na região atrativa seguida de um aumento rápido na região repulsiva. A energia potencial mínima ocorre em um ponto onde as moléculas estão a uma distância ótima entre si.
Esta equação é fundamental na simulação de sistemas moleculares e é amplamente usada em campos como a química computacional e a física de materiais.
Conclusões:
Embora as forças de Van der Waals possam parecer fracas e triviais em comparação com outras interações moleculares, elas são de enorme importância no design e estudo de materiais, biologia estrutural e química. Essas interações são chave na compreensão do mundo molecular e, embora não as vejamos, sua presença é constante, mantendo o equilíbrio em tudo que nos rodeia.
Onde encontramos essas forças no mundo real?
- Geckos: Esses pequenos répteis conseguem caminhar verticalmente ou mesmo de cabeça para baixo em superfícies lisas como o vidro, usando as forças de Van der Waals para aderir a essas superfícies. As almofadas de suas patas estão cobertas por milhões de pequenos pelos chamados setas, que aumentam a área de contato com as superfícies, permitindo que as forças de Van der Waals entre as moléculas do gecko e a superfície proporcionem uma adesão forte.
- Condensação de gases nobres: Gases nobres como neônio (Ne), argônio (Ar) e hélio (He) não têm dipolos permanentes, mas ainda podem ser liquefeitos em temperaturas baixas devido às forças de dispersão discutidas anteriormente. Essas interações fracas são suficientes para que os átomos dos gases nobres se atraiam entre si e se condensem em líquidos quando a temperatura é baixa o suficiente.
- Interação entre proteínas e DNA: Proteínas se ligam ao DNA através de interações fracas como as forças de Van der Waals. Essas interações ajudam as proteínas a reconhecer e se ligar a certos aminoácidos do DNA, cruciais para processos como replicação e transcrição e essenciais para estabilizar sua estrutura tridimensional.
- Adesão de polímeros (adesivos): Em plásticos e materiais sintéticos, as cadeias de polímeros podem interagir através de forças de Van der Waals, contribuindo para sua coesão e resistência. Isso é chave na fabricação de produtos plásticos e adesivos, onde essas forças ajudam a manter as camadas de material juntas.
- Interação entre folhas de grafeno: No campo da nanociência, as forças de Van der Waals são cruciais para a estabilidade de materiais como o grafeno, uma forma de carbono extremamente fina, como discutido anteriormente neste artigo. As folhas individuais de grafeno estão unidas por forças de Van der Waals, permitindo que esses materiais mantenham sua estrutura em camadas e sejam úteis na fabricação de dispositivos eletrônicos.
- Sólidos moleculares como o iodo: O iodo é um sólido molecular à temperatura ambiente. Suas moléculas são mantidas juntas em uma estrutura cristalina graças às forças de Van der Waals. Embora as moléculas de iodo não tenham dipolos permanentes, as forças de dispersão entre elas são fortes o suficiente para manter o sólido em sua forma cristalina.
- Interações em líquidos não polares: Em líquidos como o hexano, um hidrocarboneto não polar, as moléculas não possuem dipolos permanentes, mas ainda assim se atraem por meio das forças de dispersão (London). Essas forças permitem que o hexano seja um líquido à temperatura ambiente e explicam muitas de suas propriedades físicas, como seu ponto de ebulição e viscosidade.
- Ao segurarmos objetos de vidro: Quando você segura um copo, as forças de Van der Waals ajudam a criar uma leve adesão entre as moléculas de sua pele e as do material do copo. Embora a fricção e a força muscular desempenhem o papel principal em manter o copo em sua mão, as forças de Van der Waals contribuem para evitar que ele escorregue, estabelecendo interações sutis entre as superfícies em contato.
- Cristais de naftalina (C₁₀H₈): A naftalina, comumente usada em produtos como as bolas de naftalina, é um sólido molecular mantido junto por forças de Van der Waals. Suas moléculas não são polares, mas se agrupam devido às forças de dispersão que permitem que o material forme um sólido à temperatura ambiente. Essas mesmas forças são as que permitem que a naftalina sublime lentamente, passando de sólido a gás sem passar pelo estado líquido.
E acabou o artigo :(
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