O efeito das forças intermoleculares

A volatilidade e as forças intermoleculares

A pressão de vapor é alta quando as moléculas de um líquido são mantidas por forças intermoleculares fracas, ao passo que a pressão de vapor é baixa quando as forças intermoleculares são fortes. Por isso, você deveria esperar que os líquidos formados por moléculas capazes de formar ligações hidrogênio (que são mais fortes do que outras interações intermoleculares) sejam menos voláteis do que outros de massa molecular comparável, porém incapazes de formar ligações hidrogênio.

Pode-se ver claramente o efeito das ligações hidrogênio ao comparar dimetil-éter e etanol, cujas fórmulas moleculares são iguais, $\ce{C2H6O}$. Como esses compostos têm o mesmo número de elétrons, espera-se que eles tenham interações de London semelhantes e, portanto, pressões de vapor semelhantes. Porém, a molécula de etanol tem um grupo $\ce{-OH}$ que pode formar ligações hidrogênio com outras moléculas de álcool. As moléculas do éter não podem formar ligações hidrogênio umas com as outras, porque os átomos de hidrogênio estão ligados a átomos de carbono e a ligação $\ce{C-H}$ não é muito polar. A pressão de vapor do etanol em $\pu{295 K}$ é $\pu{6,6 kPa}$, enquanto o valor para o dimetil-éter é $\pu{538 kPa}$. Como resultado dessas diferenças, o etanol é um líquido na temperatura e pressão normais e o dimetil-éter é um gás.

A solubilidade e as forças intermoleculares

A compreensão do jogo de forças que age quando ocorre a dissolução de um soluto ajuda a responder a algumas questões práticas. Suponha, por exemplo, que um óleo sujou um pano. Como você vai selecionar um bom solvente para o óleo? Um bom guia é a regra semelhante dissolve semelhante. Isto é, um líquido formado por moléculas polares (um líquido polar) como a água, geralmente, é o melhor solvente para compostos iônicos e polares. Reciprocamente, um líquido composto por moléculas apolares (um líquido apolar) como o hexano e o tetracloroeteno, $\ce{Cl2C=CCl2}$, é um solvente mais indicado para compostos apolares como os hidrocarbonetos oleosos, mantidos juntos por forças de London.

A regra semelhante dissolve semelhante pode ser explicada examinando as forças de atração entre as moléculas do soluto e do solvente. Para que uma substância dissolva em um solvente líquido, as atrações soluto-soluto são substituídas por atrações soluto-solvente, e pode-se esperar dissolução se as novas interações forem semelhantes às interações originais. Por exemplo, quando as forças coesivas principais em Separação do soluto um soluto são ligações hidrogênio, ele dissolve mais provavelmente em um solvente com ligações hidrogênio do que em outros solventes. As moléculas só podem passar para a solução se puderem substituir as ligações hidrogênio soluto-soluto por ligações hidrogênio soluto-solvente. A glicose, por exemplo, tem grupos $\ce{-OH}$ capazes de formação de ligações hidrogênio e dissolve rapidamente em água, mas não em hexano.

Se as forças coesivas principais entre as moléculas de soluto são forças de London, então o melhor solvente, provavelmente, será aquele capaz de substituir essas forças. Por exemplo, um bom solvente para substâncias não polares é o líquido não polar dissulfeto de carbono, $\ce{CS2}$. Ele é um solvente muito melhor para enxofre do que a água, porque o enxofre é um sólido molecular de fórmula $\ce{S8}$ mantido por forças de London. As moléculas de enxofre não podem penetrar na estrutura da água, que tem ligações hidrogênio fortes, porque elas não podem substituir essas ligações por interações de energia semelhante.

A ação de limpeza dos sabões e detergentes é uma consequência da regra semelhante dissolve igual. Os sabões comuns são os sais de sódio de ácidos carboxílicos de cadeia longa, incluindo o laurato de sódio:

Os ânions desses ácidos têm um grupo carboxilato polar ($\ce{-CO2^-}$), que chamamos de cabeça, na extremidade de uma cadeia de hidrocarboneto não polar. A cabeça é hidrofílica, isto é, atrai a água, enquanto a cauda, a extremidade não polar do hidrocarboneto, é hidrofóbica, ou seja, repele a água. Como a cabeça hidrofílica dos ânions tem a tendência de se dissolver em água e a cauda hidrofóbica, de se dissolver em gordura, o sabão é muito efetivo na remoção de gordura. As caudas de hidrocarboneto penetram na gota de gordura até a cabeça hidrofílica que permanece na superfície da gota. As moléculas de sabão se aglomeram, formando uma micela, que é solúvel em água e remove a gordura.

Os sabões são feitos por aquecimento de hidróxido de sódio com óleo de coco, óleo de oliva ou gorduras animais que contêm esteres de glicerol e ácidos graxos. O hidróxido de sódio ataca o éster e forma o sabão, o laurato de sódio solúvel. Nas gorduras animais, o ácido láurico forma o sabão laurato de sódio. Os sabões, entretanto, formam uma nata em água dura (água que contém íons $\ce{Ca^{2+}}$ e $\ce{Mg^{2+}}$). A nata é um precipitado impuro de laurato de cálcio e de magnésio, quase insolúveis.

Muitos dos detergentes atualmente vendidos no comércio contêm abrandadores de água, como o carbonato de sódio e enzimas. O seu componente mais importante é um surfactante, ou agente ativo na superfície. As moléculas de surfactante são compostos orgânicos cuja estrutura e ação são semelhantes às do sabão. Os surfactantes usados nas formulações de detergentes contêm átomos de enxofre nos grupos polares:

Eles têm desempenho superior ao dos sabões, porque não formam precipitados com os íons presentes em águas duras.