A) Qual o principal tipo de força intermolecular presente em soluções eletrolíticas? Diferencie a dependência com a distância desta força com uma das forças intermoleculares presentes em soluções não eletrolíticas.
Passo 1
O enunciado pede duas coisas claras:
- Indicar qual é o principal tipo de força intermolecular presente em soluções eletrolíticas.
- Diferenciar a dependência com a distância dessa força com a dependência com a distância de uma força intermolecular típica em soluções não eletrolíticas.
Informações implícitas que vou usar (não foram dadas no enunciado, mas são padrão):
- Em solução eletrolítica há íons dissolvidos (cátions e ânions) interagindo entre si e com moléculas do solvente.
- Em soluções não eletrolíticas típicas (por exemplo, solventes apolares) as forças dominantes costumam ser forças de van der Waals (dispersão de London).
Passo 2
Explicando o tipo principal em soluções eletrolíticas — força eletrostática (interações Coulombianas, incluindo íon–íon e íon–dipolo).
- Conceito: íons carregados geram campos elétricos que atraem ou repelem outras cargas e dipolos. Essas interações são de natureza eletrostática (forças de Coulomb).
- Fórmula básica (força entre duas cargas puntiformes no meio):
Aqui:
-
é a força elétrica (positiva para repulsão, negativa para atração dependendo do sinal dos ), -
são as cargas, -
é a distância entre as cargas, -
é a permissividade do vácuo, -
é a permissividade relativa (constante dielétrica) do meio/solvente. -
Energia potencial entre duas cargas:
ou seja, o potencial escala como
e a força como
.
- Tipos concretos de interações em solução eletrolítica:
- Íon–íon: interação Coulombiana direta entre cargas.
- Íon–dipolo: interação entre um íon e a molécula polar do solvente (por exemplo água). Para um dipolo permanentemente orientado, a energia de interação, para uma orientação fixa, tem escala aproximada
; para moléculas que reorientam termicamente, a média pode alterar a dependência, mas a interação eletrostática continua sendo muito mais de longo alcance do que forças de van der Waals. - Íon–induzido-dipolo: um íon pode induzir um dipolo numa molécula neutra; essa energia costuma ter dependência mais forte em
.
Passo 3
Efeito do solvente e do “screening” iônico (por que, na prática, a dependência não é exatamente a de
em solução real).
- A constante dielétrica
reduz a intensidade da interação (por exemplo, água com diminui muito a força comparada ao vácuo). - Em soluções com muitos íons existe blindagem eletrostática (screening). A teoria de Debye–Hückel dá uma forma aproximada para o potencial de um íon em solução iônica:
onde
é o parâmetro de screening (inverso do comprimento de Debye
), que cresce com a força iônica da solução.
- Interpretação: em meio iônico, a interação entre cargas é efetivamente atenuada e passa a cair aproximadamente como
em vez de puro . Para distâncias maiores que a interação fica muito fraca (decai exponencialmente).
Passo 4
Explicando uma força típica em soluções não eletrolíticas — forças de van der Waals (ex.: dispersão de London) — e sua dependência com a distância.
- Conceito: mesmo moléculas neutras e apolares atraem-se por flutuações de nuvem eletrônica que induzem dipolos instantâneos; essas são forças de dispersão (London), um tipo de força de van der Waals.
- Dependência com a distância (energia potencial típica):
onde
é uma constante positiva que depende das polarizabilidades e das frequências características das moléculas.
- Consequência: a força associada escala aproximadamente como
(derivada da energia). Ou seja, decai muito mais rápido com a distância do que a interação Coulombiana.
Passo 5
Comparação direta e interpretação física — o que isso significa na prática (resumindo as diferenças).
- Alcance:
- Interações eletrostáticas entre íons (Coulombianas) são de longo alcance: potencial
e força (no vácuo; em solvente com screening aproximam-se de ). Assim, íons influenciam outras partículas a distâncias relativamente grandes. - Forças de dispersão são de curto alcance: energia
, força . Tornam-se negligenciáveis relativamente rápido quando aumenta.
- Interações eletrostáticas entre íons (Coulombianas) são de longo alcance: potencial
- Intensidade relativa: perto (pequenas
) íons produzem interações muito fortes (ex.: solvatação de Na+ por água). Em solventes apolares (sem cargas), as interações são dominadas por dispersão, que são mais fracas e de curto alcance. - Exemplos concretos:
- Solução de NaCl em água: dissolução e propriedades são controladas por íon–dipolo e íon–íon (forças eletrostáticas).
- Mistura de hidrocarbonetos apolares (ex.: hexano): coesão por forças de dispersão de London.
Passo 6
Resumo didático para decorar (modo “cola” mental):
- Principal força em soluções eletrolíticas: interação eletrostática (Coulombiana) — íon–íon e íon–dipolo.
- Dependência típica de distância (sem screening): potencial
, força . - Força em soluções não eletrolíticas (ex.: dispersão de London): potencial
(força ), ou seja, muito mais curta que a Coulombiana. - Atenção: em solução real, o solvente e outros íons atenuam (screen) as interações eletrostáticas, aproximando-as de uma forma
.
Resposta
Força principal: interação eletrostática (Coulombiana — íon–íon e íon–dipolo).\nDependência com a distância: interação Coulombiana tem potencial
(força
), enquanto uma força típica de soluções não eletrolíticas (dispersão de London) tem potencial
(força
); em solução iônica real, o efeito é atenuado pelo dielétrico e pelo screening, levando a um potencial efetivo
.