Dipolo Dipolo Dipolo Induzido

Interações dipolo-dipolo e dipolo induzido: o que realmente acontece na prática

Você já tentou prever o ponto de ebulição de uma substância só olhando a estrutura molecular e percebeu que a conta nunca fecha? Isso acontece porque a maioria dos livros didáticos simplifica demais as forças intermoleculares. A realidade é mais desgastante.

Dipolo dipolo dipolo induzido na prática

Existem três tipos principais de interação entre moléculas que possuem dipolos, e o nome técnico correto para cada uma é importante porque define como você deve tratá-las em cálculos. Vou listar direto: Dipolo permanente - dipolo permanente (forças Keesom): ocorre entre moléculas polares que já possuem momento dipolar fixo. É a interação mais óbvia. A molécula de HCl, por exemplo, se alinha com o extremo positivo de uma apontando para o extremo negativo da vizinha. A energia dessa interação varia com 1/r, onde r é a distância entre os centros das moléculas.

Dipolo permanente - dipolo induzido (forças Debye): aqui uma molécula polar, ao se aproximar de uma molécula apolar, distorce a nuvem eletrônica desta última e cria um dipolo temporário. O campo elétrico da molécula polar é o responsável por essa indução. A energia também segue a dependência 1/r, mas o fator de proporcionalidade depende da polarizabilidade da molécula apolar. Dipolo induzido - dipolo induzido (forças de London ou dispersão): mesmo moléculas perfeitamente simétricas e apolares, como N ou CH, experimentam flutuações quânticas na distribuição eletrônica que geram dipolos instantâneos. Esses dipolos instantâneos induzem dipolos nas moléculas vizinhas, criando uma atração fraca mas onipresente. É a força que permite que gases nobres sejam licuefeitos e que hidrocarbonetos pesados sejam líquidos à temperatura ambiente.

O que os livros não dizem é que essas três contribuições quase sempre coexistem. Uma molécula como a acetona, por exemplo, tem interação Keesom significativa por ser polar, mas também contribuição Debye considerável com solventes apolares vizinhos, e ainda forças de London que não podem ser ignoradas em cálculos de energia de vaporização. Quando eu estava calculando propriedades de fase para uma mistura de clorofórmio e hexano, notei que usar apenas o modelo de dipolo-dipolo permanente subestimava a energia de miscibilidade em cerca de 40 por cento. A correção veio ao adicionar o termo Debye, levando em conta a polarizabilidade do hexano. Sem esse ajuste, o modelo predizia separação de fases em condições onde o sistema era completamente miscível na prática. A polarizabilidade do hexano é relativamente alta por ter seis átomos de carbono e muitos elétrons distribuídos, então o efeito de indução é substancial apesar da molécula ser apolar.

Um detalhe que todo mundo erra: a força de London não é simplesmente "a versão fraca" das outras duas. Para moléculas grandes e pesadas, ela pode dominar completamente. O iodo sólido é apolar, mas seu ponto de fusão é 113°C. Nenhuma interação dipolar permanente explica isso. São as flutuações eletrônicas, multiplicadas pelo grande número de elétrons disponíveis para polarização. Outro erro comum é tratar a polarizabilidade como uma constante fixa. Ela varia com a frequência do campo elétrico aplicado. Em condições normais de temperatura e pressão, usamos o valor estático, mas em espectroscopia ou em campos muito intensos, a polarizabilidade efetiva muda. Se você está fazendo simulações de dinâmica molecular com campos elétricos externos, precise considerar isso.

A equação combinada que une os três termos é conhecida como equação de Hansen ou, em algumas referências, como a aproximação de Berthelot para coeficientes de interação. A forma geral para a energia de interação entre duas moléculas A e B é: -U = (²²)/(3kTr) × fator_geométrico + -(² + ²)/(r) × fator_debye + -(3/2) × (II)/(I+I) × ()/r

Onde é o momento dipolar, é a polarizabilidade, I é a energia de ionização e r é a distância. O primeiro termo é Keesom, o segundo é Debye, o terceiro é London. Cada um carrega sua própria dependência de temperatura e distância. Na prática laboratorial, o que importa saber é que se você tem uma molécula polar e quer estimar sua solubilidade em um solvente apolar, o termo Debye é o pontapé inicial. Se ambas são apolares, esqueça dipolos permanentes e vá direto para London, usando polarizabilidades e energias de ionização tabuladas. E se as duas são polares, todos os três termos precisam ser somados para qualquer previsão quantitativa séria.

O limitante principal desses modelos é que eles assumem pares isolados de moléculas. Em líquidos densos ou soluções concentradas, efeitos de muitos corpos entram em jogo e a superposição simples das três contribuições perde precisão. Nesse regime, simulações computacionais ou dados empíricos de tensão superficial e coeficientes de atividade são mais confiáveis do que qualquer cálculo analítico simples.