O número de átomos naturais que compõe o universo acessível é 92, noventa e duas partículas diferentes, os átomos, que de acordo com a sua configuração e capacidade de combinação formam toda matéria que conhecemos. Matematicamente, esse número partículas pode assumir formas diferentes de combinação tendendo ao infinito. Vários conceitos para essa unidade mínima da matéria já foram elaborados, sendo que hoje considera-se o átomo como a menor unidade da matéria que conserva as suas propriedades químicas e físicas.
Sabemos hoje que todos os objetos ao nosso redor são constituídos de átomos, iguais ou diferentes. A matéria é uma combinação de algumas dessas 92 partículas. Esses átomos, quando combinados, formam moléculas, as quais podem ser de forma iônica, covalente ou metálica. Ou seja, os elétrons periféricos, denominado para a química de elétrons de valência, que em um momento anterior estavam em orbitais atômicos, passam a constituir orbitais moleculares.
As moléculas possuem uma constituição definida. No caso da molécula de água, por exemplo, tem-se três átomos constituindo um conjunto ordenado, o qual lhe confere propriedades e características específicas. São, no caso, dois átomos de hidrogênio ligados covalentemente a um átomo de oxigênio, em uma geometria angular, geometria esta que lhe garante aspectos bem conhecidos, como seu alto ponto de ebulição (100 °C) e sua expansão (aumento de volume) ao passar para o estado sólido.
A ligação covalente citada é de natureza intramolecular; apenas constitui a molécula pela união de suas unidades, os átomos. Entretanto, o que mantém as moléculas aderidas umas às outras são as forças intermoleculares, pois, por exemplo, ao se aquecer uma amostra de água até levá-la ao estado de vapor, essas moléculas de água de desprendem umas das outras, mas não se decompõe. A sua natureza química permanece mantida, mesmo que em outro estado físico da matéria.
Essa amostra de água, quando no estado de vapor, é regida por leis definidas, as quais preveem seu comportamento futuro. “Aprendemos, desde o ensino médio, a descrever um gás pela equação PV=nRT. Esta, entretanto, é uma equação que funciona bem somente para gases ideais - gases idealizados, que não existem na realidade, e obedecem a todos os postulados da teoria cinética molecular para os gases ideais. Gases formados por partículas sem tamanho e sem atração ou repulsão entre si. Um gás ideal nunca se liquefaz. Entretanto, basta baixar a temperatura e/ou aumentar a pressão sobre um gás real que este logo passa para o estado líquido. O físico alemão van der Waals corrigiu esta equação em 1881, incorporando dois parâmetros: um deles que lida justamente com as interações intermoleculares”1.
Referências: 1. http://www.qmc.ufsc.br/qmcweb/artigos/forcas_intermoleculares.html ATKINS, Peter; JONES, Loreta; Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, Porto Alegre: Bookman, 2001.