O nitrogênio na forma líquida é mantido unido pelas forças de van der Waals , especificamente forças de dispersão de Londres .

Aqui está um detalhamento:

* O nitrogênio é uma molécula apolar: O gás nitrogênio (N2) consiste em dois átomos de nitrogênio com ligação tripla entre si. Esta ligação forte cria uma molécula simétrica sem momento dipolar permanente.
* Forças de Van der Waals: Estas são forças de atração fracas e temporárias que surgem do movimento constante dos elétrons nas moléculas.
* Forças de dispersão de Londres: Este é o tipo mais fraco de força de van der Waals, ocorrendo entre todas as moléculas, mesmo as não polares. Eles surgem de dipolos temporários e instantâneos induzidos nas nuvens eletrônicas de moléculas devido ao movimento aleatório dos elétrons.

Como funciona:

1. Dipolos temporários: À medida que os eletrões se movem em torno da molécula de azoto, podem criar momentos fugazes em que uma extremidade da molécula se torna ligeiramente mais negativa e a outra extremidade ligeiramente mais positiva.
2. Atração: Esses dipolos temporários induzem dipolos temporários em moléculas vizinhas de nitrogênio. As cargas opostas desses dipolos temporários atraem-se então, mantendo as moléculas unidas.

Pontos importantes:

* Forças fracas: Embora estas forças sejam fracas individualmente, o efeito cumulativo de muitas forças de dispersão de Londres é suficiente para manter o nitrogênio líquido unido em baixas temperaturas.
* Baixo ponto de ebulição: A fraqueza destas forças explica porque o azoto tem um ponto de ebulição muito baixo (-195,8 °C) - a energia térmica a temperaturas mais elevadas supera as forças que mantêm o líquido unido.

Em resumo: O nitrogênio líquido é mantido unido por atrações fracas e temporárias conhecidas como forças de dispersão de London, que surgem dos dipolos temporários induzidos nas nuvens de elétrons das moléculas de nitrogênio devido ao movimento aleatório dos elétrons.