Descreva as forças intermoleculares que devem ser rompidas para se converter cada um dos itens seguintes de um líquido para um gás:
\mathrm{CH}_{3} \mathrm{OH};

Passo 1

O enunciado pede: descrever as forças intermoleculares que devem ser rompidas para converter o líquido \mathrm{CH_3OH} (metanol) em gás.
Informações relevantes dadas ou implícitas: a substância é \mathrm{CH_3OH}, estamos convertendo do estado líquido para o gasoso (vaporização), e portanto precisamos identificar as interações entre moléculas que existem no líquido e que precisam ser vencidas para que as moléculas fiquem separadas no gás.

Passo 2

Conceito básico (muito importante): quando uma substância passa de líquido para gás, as ligações covalentes dentro de cada molécula (chamadas intramoleculares) permanecem; o que precisa ser rompido (ou, melhor dizendo, superado energeticamente) são as interações entre moléculas, chamadas de forças intermoleculares. Vou explicar as forças intermoleculares mais comuns, pois elas aparecem sempre que você for analisar um problema desses:
  • Forças de dispersão (forças de London): são atrações fracas que existem entre todas as moléculas, causadas por flutuações temporárias na distribuição de elétrons que induzem dipolos instantâneos. Elas aumentam com a massa/volume eletrônico da molécula. Em TeX: forças de dispersão (London).
  • Interações dipolo–dipolo: existem quando as moléculas têm um dipolo permanente (isto é, uma separação fixa de cargas, \delta^+ e \delta^-). Moléculas polares se atraem por alinhamento de seus polos opostos.
  • Ligações de hidrogênio: caso especial forte de dipolo–dipolo que ocorre quando um hidrogênio ligado a um átomo muito eletronegativo (geralmente \mathrm{N}, \mathrm{O} ou \mathrm{F}) interage com um par de elétrons não ligantes (lone pair) em outro átomo eletronegativo de uma molécula vizinha. Representação típica: \mathrm{O-H\cdots O}. Geralmente é a interação intermolecular mais forte entre as citadas acima.

Passo 3

Estrutura e polaridade de \mathrm{CH_3OH} (metanol) — isto é chave para identificar as forças:
  • A fórmula estrutural simplificada é \mathrm{CH_3-OH}. O oxigênio \mathrm{O} está ligado a um grupo metila \mathrm{CH_3} e a um hidrogênio \mathrm{H}.
  • O átomo de oxigênio é bem mais eletronegativo que o carbono e o hidrogênio, então as ligações \mathrm{C-O} e especialmente \mathrm{O-H} são polares. Podemos indicar isso com cargas parciais: na ligação \mathrm{O-H} o hidrogênio fica com \delta^+ e o oxigênio com \delta^-, ou seja \mathrm{O}\,(\delta^-)-\mathrm{H}\,(\delta^+).
  • O oxigênio tem pares isolados (lone pairs) que podem atuar como aceitadores de ligação de hidrogênio.

Passo 4

Identificação das forças intermoleculares presentes em \mathrm{CH_3OH} e por que cada uma existe:
  1. Ligações de hidrogênio ( \mathrm{O-H\cdots O}):
    • Motivo: existe um hidrogênio ligado diretamente a um oxigênio eletronegativo ( \mathrm{O-H}), e o oxigênio de outra molécula tem pares isolados que aceitam essa interação.
    • Efeito: forma-se uma rede de interações \mathrm{O-H\cdots O} entre moléculas de metanol no líquido. Essas ligações de hidrogênio são relativamente fortes (bem mais fortes que dispersão e dipolo–dipolo comuns) e são as principais que precisam ser superadas para vaporizar \mathrm{CH_3OH}.
  2. Interações dipolo–dipolo permanentes:
    • Motivo: a molécula é polar por causa das ligações \mathrm{C-O} e \mathrm{O-H}; dipolos permanentes entre moléculas se atraem alinhando polos opostos.
    • Efeito: contribuem para a coesão do líquido além das ligações de hidrogênio.
  3. Forças de dispersão (London):
    • Motivo: presentes em todas as moléculas por flutuações eletrônicas instantâneas; em \mathrm{CH_3OH} são menos dominantes que o conjunto de ligações de hidrogênio, mas existem e somam energia de coesão.
    • Efeito: influenciam a magnitude total da energia necessária para vaporizar, especialmente quando se compara com moléculas de massa semelhante.
Explicação prática de “o que é rompido” no processo de vaporização: ao aquecer o líquido, fornecemos energia que vence essas interações intermoleculares — primeiro as contribuições menores (parcialmente dispersão e dipolo–dipolo), mas o que exige mais energia e, portanto, determina o ponto de ebulição relativo do metanol, são as ligações de hidrogênio. No gás, a maior parte dessas interações desaparece (muito reduzidas por causa da grande separação entre moléculas).

Passo 5

Resumo didático curto para você decorar e usar na prova:
  • Sempre diga: “romper as forças intermoleculares (não as ligações dentro da molécula)”.
  • Para \mathrm{CH_3OH}: liste em ordem de importância/força típica — ligações de hidrogênio ( \mathrm{O-H\cdots O}) como principal, depois dipolo–dipolo permanente e, por fim, forças de dispersão (London). Se for pedir para justificar o ponto de ebulição, mencione que a presença de \mathrm{O-H} que forma ligações de hidrogênio explica por que o metanol tem um ponto de ebulição relativamente alto para sua massa molar.

Resposta

Para \mathrm{CH_3OH}: ligações de hidrogênio intermoleculares ( \mathrm{O-H\cdots O}), interações dipolo–dipolo permanentes e forças de dispersão (London).

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