Átomos e moléculas interagem através de ligações (ou forças): intramoleculares e intermoleculares. As forças são eletrostáticas uma vez que surgem de interações (de atração ou repulsão) entre espécies carregadas (cargas permanentes, parciais, ou temporárias) e existem com variadas forças entre iões, moléculas polares, não polares, e neutras. Os diferentes tipos de forças intermoleculares são ião–dipolo, dipolo–dipolo, ligações de hidrogénio, e dispersão; entre estas, as forças dipolo–dipolo, de ligações de hidrogénio, e de dispersão existem entre átomos neutros e moléculas e são colectivamente conhecidas como forças de van der Waals.

Forças dipolo–dipolo

As moléculas polares têm uma carga positiva parcial em uma extremidade e uma carga negativa parcial na outra extremidade da molécula—uma separação de carga chamada um dipole. Em uma molécula polar como HCl, o átomo de Cl mais eletronegativo contém a carga negativa parcial, enquanto que o átomo de H menos eletronegativo contém a carga positiva parcial. Uma força de atração entre moléculas de HCl resulta da atração entre a extremidade positiva de uma molécula de HCl e a extremidade negativa de outra. Essa força de atração é chamada de atração dipolo–dipolo, a força eletrostática entre a extremidade parcialmente positiva de uma molécula polar e a extremidade parcialmente negativa de outra.

Forças de Dispersão

Uma das três forças de van der Waals está presente em todas as fases condensadas, independentemente da natureza dos átomos ou moléculas que compõem a substância. Essa força de atração é chamada de força de dispersão de London em homenagem ao físico Americano Fritz London, nascido na Alemanha, que, em 1928, a explicou pela primeira vez. Esta força é muitas vezes referida simplesmente como a força de dispersão. Como os eletrões de um átomo ou molécula estão em movimento constante (ou, alternativamente, a sua localização está sujeita a variabilidade quântico-mecânica), a qualquer momento no tempo, um átomo ou molécula pode desenvolver um dipolo temporário e instantâneo se os seus eletrões forem distribuídos assimetricamente. A presença desse dipolo pode, por sua vez, distorcer os eletrões de um átomo ou molécula vizinha, produzindo um dipolo induzido. Estes dois dipolos temporários, que flutuam rapidamente, resultam em uma atração eletrostática relativamente fraca entre as espécies—chamada força de dispersão.

As forças de dispersão que se desenvolvem entre átomos em diferentes moléculas podem atrair as duas moléculas uma para a outra. No entanto, as forças são relativamente fracas e tornam-se significativas apenas quando as moléculas estão muito próximas. Átomos e moléculas maiores e mais pesados apresentam forças de dispersão mais fortes do que átomos e moléculas menores e mais leves. F₂ e Cl₂ são gases à temperatura ambiente (reflectindo forças de atração mais fracas); Br₂ é um líquido, e I₂ é um sólido (reflectindo forças de atração mais fortes).

Ligações de Hidrogénio

O fluoreto de nitrosil (FONF, massa molecular 49 amu) é um gás à temperatura ambiente, enquanto que a água (H₂O, massa molecular 18 amu) é um líquido, embora tenha massa molecular mais baixa. Ambas as moléculas têm aproximadamente a mesma forma, e ONF é a molécula mais pesada e maior. Espera-se, portanto, que experiencie forças de dispersão mais significativas. Além disso, esta diferença nos pontos de ebulição não pode ser o resultado de diferenças nos momentos dipolares das moléculas. Ambas as moléculas são polares e apresentam momentos dipolares comparáveis. A grande diferença entre os pontos de ebulição deve-se a uma atração dipolo–dipolo particularmente forte que pode ocorrer quando uma molécula contém um átomo de hidrogénio ligado a um átomo de flúor, oxigénio, ou azoto (os três elementos mais eletronegativos). A grande diferença na eletronegatividade entre o átomo de H (2,1) e o átomo ao qual está ligado (4,0 para um átomo de F, 3,5 para um átomo de O, ou 3,0 para um átomo de N), combinada com o tamanho muito pequeno de um átomo de H e os tamanhos relativamente pequenos de átomos de F, O, ou N, leva a cargas parciais altamente concentradas com esses átomos. As moléculas com porções F-H, O-H, ou N-H são atraídas muito fortemente a porções semelhantes em moléculas próximas, um tipo particularmente forte de atração dipolo–dipolo chamada ligação de hidrogénio. Exemplos de ligações de hidrogénio incluem HF⋯HF, H₂O⋯HOH, e H₃N⋯HNH₂, em que as ligações de hidrogénio são indicadas por pontos.

Forças ião–dipolo

Uma força ião–dipolo é a atração eletrostática entre um ião e um dipolo. Estas forças são comuns em soluções e desempenham um papel importante na dissolução de compostos iónicos na água.

Quando um composto iónico como KCl é adicionado a um solvente polar como a água, os iões no sólido separam-se e dispersam-se uniformemente. As forças ião–dipolo atraem a extremidade positiva (hidrogénio) das moléculas de água polares para os iões cloreto negativos à superfície do sólido, e atraem as extremidades negativas (oxigénio) para os iões de potássio positivos. As moléculas de água rodeiam os iões K⁺ e Cl⁻ individuais, reduzindo as forças interiónicas fortes que unem os iões (em um sólido) e permitindo que estes se desloquem para a solução como iões solvatados. Superar a atração eletrostática permite o movimento independente de cada ião hidratado em uma solução diluída à medida que os iões passam de posições fixas no composto não dissolvido para iões solvatados e amplamente dispersos em solução.

A força das interações ião–dipolo é diretamente proporcional à i) carga no ião e ii) magnitude do dipolo das moléculas polares.

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Chapter 10: Liquids and Solids.