Forças de interação entre as partículas
Autor: quimiescola | Publicado: 2011-07-31T18:06:00-07:00

FORÇAS DE INTERAÇÃO ENTRE AS PARTÍCULAS
Como as lagartixas podem caminhar pelas paredes e pelo teto?
&nbsp;&nbsp; A água, em nosso planeta, encontra-se no estado sólido líquido e gasoso. A água doce, utilizável, 0,6% de toda água do planeta, já teria sido totalmente consumida se não fosse o ciclo hidrológico, que envolve, sob ação da energia solar, o movimento contínuo das águas: estado sólido nas geleiras polares, estado líquido nos oceanos, mares e rios, estado gasoso na atmosfera(vapor de água).
      &nbsp;  &nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; &nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;+ energia(fusão)&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; + energia(evaporação)
H2O(sólido)&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; è&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; H2O(líquido)&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; è&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; H2O(gasoso) 
&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; - energia(solificação)&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; - energia(condensação)
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Existem forças de interação não somente entre os átomos de Hidrogênio e Oxigênio, mas também entre as partículas de H2O no estado sólido, líquido e gasoso.
&nbsp;Estado sólido
Nesse estado, os átomos da substância se encontram muito próximos uns dos outros e ligados por forças elétricas relativamente grandes.&nbsp; Eles não sofrem translação ao longo do sólido, mas encontra-se em constante movimento de vibração (agitação térmica) em torno de uma posição média de equilíbrio. Em virtude da forte ligação entre os átomos, os sólidos possuem algumas características, tais como o fato de apresentarem resistência a deformações.
Na natureza, quase todos os sólidos se apresentam em forma de cristais, isto é, os átomos que os constituem são organizados de maneira regular, numa estrutura que se repete ordenadamente ao longo do sólido, denominada rede cristalina. Exemplo: cristal no Cloreto de Sódio (sal de cozinha).
Uma mesma substância pode se apresentar em estruturas cristalinas diferentes. O diamante e a grafite são constituídos por átomos de carbono, distribuídos de maneira diferente, as propriedades destes sólidos são muito diversas. A geometria da molécula é um dos fatores que afetam as temperaturas de ebulição.
Alguns sólidos deixam de apresentar em sua estrutura interna, a regularidade dos cristais, isto é, seus átomos não estão distribuídos em uma estrutura organizada, sendo denominados sólidos amorfos. Exemplo, vidro, alguns materiais plásticos, o asfalto, etc.

Estado líquido
Os átomos de uma substância líquida se apresentam &nbsp;mais afastados uns dos outros do que no estado sólido e, conseqüentemente, as forças de ligação entre eles são mais fracas. Assim, o movimento de vibração dos átomos se faz mais livremente, permitindo que eles sofram pequenas translações no interior do líquido. É por este motivo que os líquidos podem escoar com facilidade, não oferecem resistência à penetração e tomam a forma do recipiente onde são colocados.
Do mesmo modo que nos sólidos amorfos, os átomos, nos líquidos, não estão distribuídos ordenadamente. Portanto, quando um cristal passa para o estado líquido, a sua rede cristalina é desfeita.
&nbsp;Estado gasoso
A separação entre os átomos ou moléculas de uma substância no estado gasoso é muito maior que nos sólidos e líquidos, sendo praticamente numa a força de ligação entre estas partículas. Por este motivo, elas se movimentam livremente em todas as direções, fazendo com que os gases não apresentem forma definida e ocupem sempre o volume total do recipiente onde estão contidos.
Ligações químicas e propriedades das substâncias&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; &nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; 
      
      Temp. Ebulição ºC      
  
      NaCl: Cloreto de Sódio      1413      Ligação iônica, formada por   cátions e ânions. Sólidos de elevada temperaturade fusão e ebulição.  
      H2 Gás   Hidrogênio      -252      Ligação de moléculas não   polares covalentes: Dispersão de London. Baixas temperaturas de fusão e   ebulição  
      HCl Cloreto de Hidrogênio      -85      Ligação de moléculas   polares covalente, dipolo-dipolo e ligações de Hidrogênio: H2O  
      Diamante      &gt;1000      Ligações covalentes em   rede, sólidos duros com altas temperaturas de fusão, insolúveis em solventes   comuns  
      Metais      variáveis      Cátions em nuvens   eletrônicas, ligações metálicas possuem temperaturas de fusão variáveis, são   condutores de calor e eletricidade, são maleáveis e dúcteis. Ex: Zinco,   Chumbo, Cobre, Prata  

As forças de interação intermoleculares são chamadas de forças de Van der Waals, considerando a existência de atrações intermoleculares em gases como Hidrogênio, nitrogênio, oxigênio, etc.
Forças dispersão de London
Exemplo do gás butano é uma molécula apolar, ou seja, não tem pólos. Entretanto, em determinado instante, a nuvem eletrônica pode estar concentrada em uma região da molécula, o que causa uma carga parcial negativa e uma carga positiva em outra região. O dipolo formado pode induzir outro dipolo em uma molécula adjacente. Esses dipolos temporários orientados na mesma direção resultam em forças atrativas entre as moléculas(chamadas dde forças de dispersão de LONDON).
&nbsp;Forças dipolo-dipolo
Exemplo do gás HCl, ha formação de um dipolo permanente na molécula, há uma polaridade na molécula. Essas interações entre dipolos são chamadas dipolo-dipolo. Estas ligações são mais fortes que as forças de London na molécula do Hidrogênio.
Estudo dos alcanos
Quanto maior for o número de átomos de carbono de um alcano, maior será sua temperatura de ebulição.&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; 

Pata de lagartixa
Como as lagartixas podem caminhar pelas paredes e pelo teto?
Em 1960, o alemão Uwe Hiller sugeriu que um tipo de força atrativa, entre as moléculas da parede e as moléculas da pata da lagartixa, fosse a responsável por tal fato. Hiller sugeriu que estas forças fossem as forças intermoleculares de Van Der Waals.
A princípio, não lhe deram muito crédito.....mas depois tiveram que dar o braço a torcer.
O que permite às lagartixas desafiar a lei da gravidade e correr no teto da casa são as mesmas forças que atuam em ligações químicas. Chamadas forças de Van der Waals, elas são responsáveis pela atração entre certas moléculas, como as do carbono, no grafite, e as dos gases em geral. Sob certas condições essas moléculas trocam elétrons e se atraem.
Um grupo de pesquisadores americanos descobriu que o animal é capaz de criar uma interação atômica temporária com a parede graças a estruturas microscópicas existentes na sua pata conhecidas como setas. 
Cada seta tem uma ponta em forma de brócolis onde se localizam entre 400 e 1 000 espátulas de meio milésimo de milímetro cada uma. São essas pontas que trocam elétrons com paredes ou outras superfícies lisas. 
A força criada pelo contato é equivalente a dez vezes a pressão do ar o suficiente para entortar um arame. Elas fazem isso de uma maneira limpa, sem nenhum tipo de substância pegajosa. 

As patas da lagartixa têm, cada uma, cerca de 2 milhões de pequenos vasos chamados setas. Cada seta possui na ponta centenas de espátulas de meio milésimo de milímetro.
Em contato com uma superfície lisa, as espátulas provocam um deslocamento de elétrons que faz com que as moléculas da pata e as da parede se atraiam mutuamente.
A descoberta ajudou os engenheiros a desenvolverem novos tipos de adesivos.
A lagartixa também inspirou cientistas a criarem um curativo interno que pode ser usado em cirurgias ou ferimentos internos.
A bandagem tem microestrutura similar à que torna as patas da lagartixa extremamente adesivas e os permite escalar paredes e até o teto.
Sobre essa microestrutura está uma fina camada de cola que ajuda a bandagem a se fixar em superfícies molhadas.
A bandagem é feita de uma borracha biológica que segue a estrutura ondulada encontrada nas patas das lagartixas.