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):
F=\frac{1}{4\pi\varepsilon_0\varepsilon_r}\,\frac{q_1 q_2}{r^2}.
Aqui:
  • F é a força elétrica (positiva para repulsão, negativa para atração dependendo do sinal dos q),
  • q_1,q_2 são as cargas,
  • r é a distância entre as cargas,
  • \varepsilon_0 é a permissividade do vácuo,
  • \varepsilon_r é a permissividade relativa (constante dielétrica) do meio/solvente.
  • Energia potencial entre duas cargas:
U=\frac{1}{4\pi\varepsilon_0\varepsilon_r}\,\frac{q_1 q_2}{r},
ou seja, o potencial escala como 1/r e a força como 1/r^2.
  • 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 \propto 1/r^2; 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 1/r^4.

Passo 3

Efeito do solvente e do “screening” iônico (por que, na prática, a dependência não é exatamente a de 1/r^2 em solução real).
  • A constante dielétrica \varepsilon_r reduz a intensidade da interação (por exemplo, água com \varepsilon_r\approx 80 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:
\varphi(r)\propto\frac{e^{-\kappa r}}{r},
onde \kappa é o parâmetro de screening (inverso do comprimento de Debye \kappa^{-1}), 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 \dfrac{e^{-\kappa r}}{r} em vez de puro 1/r. Para distâncias r maiores que \kappa^{-1} 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):
U_{\text{disp}}\propto -\frac{C}{r^6},
onde C é uma constante positiva que depende das polarizabilidades e das frequências características das moléculas.
  • Consequência: a força associada escala aproximadamente como F_{\text{disp}}\propto 1/r^7 (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 \propto 1/r e força \propto 1/r^2 (no vácuo; em solvente com screening aproximam-se de \propto e^{-\kappa r}/r). Assim, íons influenciam outras partículas a distâncias relativamente grandes.
    • Forças de dispersão são de curto alcance: energia \propto -1/r^6, força \propto 1/r^7. Tornam-se negligenciáveis relativamente rápido quando r aumenta.
  • Intensidade relativa: perto (pequenas r) 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 \propto 1/r, força \propto 1/r^2.
  • Força em soluções não eletrolíticas (ex.: dispersão de London): potencial \propto -1/r^6 (força \propto 1/r^7), 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 \propto e^{-\kappa r}/r.

Resposta

Força principal: interação eletrostática (Coulombiana — íon–íon e íon–dipolo).\nDependência com a distância: interação Coulombiana tem potencial \propto 1/r (força \propto 1/r^2), enquanto uma força típica de soluções não eletrolíticas (dispersão de London) tem potencial \propto -1/r^6 (força \propto 1/r^7); em solução iônica real, o efeito é atenuado pelo dielétrico e pelo screening, levando a um potencial efetivo \propto e^{-\kappa r}/r.

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