a) Os átomos de hélio não se combinam para formar moléculas de
, mas os átomos de He se atraem fracamente através de ligações intermoleculares. Qua o tipo de ligação intermolecular que os mantem unidos?
b) Identifique o tipo dominante (mais forte) de força intermolecular presente em cada um dos seguintes compostos.
c) Marque qual membro de cada par tem as forças de atração intermoleculares mais fortes?
b) Identifique o tipo dominante (mais forte) de força intermolecular presente em cada um dos seguintes compostos.
c) Marque qual membro de cada par tem as forças de atração intermoleculares mais fortes?
( | )
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ou | ( | )
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ii. ( | ) HF | ou | ( | ) HCl |
iii. ( | )
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ou | ( | )
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iv. ( | )
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v. ( | )
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ou | ( | )
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Passo 1
Beleza, vamos lá! O enunciado tem três partes:
a) Por que dois átomos de hélio não formam He₂, mas ainda se atraem fraco?
b) Qual é a força intermolecular dominante em certos compostos sólidos, gasosos ou líquidos.
c) Em cada par de substâncias, qual tem atração intermolecular mais forte?
a) Por que dois átomos de hélio não formam He₂, mas ainda se atraem fraco?
b) Qual é a força intermolecular dominante em certos compostos sólidos, gasosos ou líquidos.
c) Em cada par de substâncias, qual tem atração intermolecular mais forte?
Conteúdo: forças intermoleculares (forças de dispersão de London, dipolo–dipolo, ligação de hidrogênio e interações iônicas). Vamos precisar saber:
- Quando uma molécula é apolar (só dispersion) ou polar (dipolo–dipolo).
- Quando tem H ligado a N, O ou F (hidrogênio).
- No sólido iônico, a força dominante é a interação íon–íon.
Passo 2
(a) Teoria: Átomos de gases nobres são apolares e possuem nuvens eletrônicas que flutuam. Essas flutuações criam dipolos instantâneos que induzem dipolos em vizinhos — são as forças de dispersão de London (também chamadas forças de van der Waals).
Resposta do (a):
Eles se mantêm unidos por forças de dispersão de London.
Resposta do (a):
Eles se mantêm unidos por forças de dispersão de London.
Passo 3
(b) Vamos olhar cada composto e identificar a interação mais forte:
- RbCl(s): é um sal iônico, então a força dominante é a interação íon–íon (ligação iônica).
- H₂S(g): molécula polar (diferença de eletronegatividade S–H), mas sem H ligado a N, O ou F, logo a principal é dipolo–dipolo.
- NH₃(l): apesar de ser polar, ela tem H ligado a N, logo forma ligações de hidrogênio, que batem dipolo–dipolo.
- Cl₂(l): molécula apolar, só tem forças de dispersão de London.
Passo 4
© Agora, comparando pares:
i. H₂S vs H₂Se
i. H₂S vs H₂Se
- As duas são polares, mas H₂Se é maior (seletividade eletrônica maior) → dispersiões mais fortes.
→ H₂Se ganha.
ii. HF vs HCl
- HF faz ligação de hidrogênio (H–F), HCl só dipolo–dipolo fraco.
→ HF ganha.
iii. CH₄ vs CH₃OH
- CH₄ é apolar (só London). CH₃OH faz ligações de hidrogênio (H–O).
→ CH₃OH ganha.
iv. NH₃ vs PH₃
- NH₃ faz ligação de hidrogênio (H–N), PH₃ não.
→ NH₃ ganha.
v. SF₄ vs C₁₀H₂₂
- SF₄ é polar (dipolo–dipolo), mas carbono grande gera muitas forças de dispersão. C₁₀H₂₂ tem dispersão bem mais intensa.
→ C₁₀H₂₂ ganha.
Resposta
a) Forças de dispersão de London.
b)
- RbCl(s): interação íon–íon (ligação iônica).
- H₂S(g): dipolo–dipolo.
- NH₃(l): ligação de hidrogênio.
- Cl₂(l): forças de dispersão de London.
c) Mais forte em cada par:
i. H₂Se
ii. HF
iii. CH₃OH
iv. NH₃
v. C₁₀H₂₂
i. H₂Se
ii. HF
iii. CH₃OH
iv. NH₃
v. C₁₀H₂₂