Determine que tipo de forças intermoleculares as substâncias (interação dela com ela mesmo) a seguir podem realizar? Pode ser mais de uma força intermolecular em alguns casos.
\mathrm{CH}_{3} \mathrm{OH}

Passo 1

O que o problema pede: determinar que tipos de forças intermoleculares (interação da substância consigo mesma) a substância \mathrm{CH_3OH} pode realizar.
Informações que temos do enunciado: a substância é metanol, fórmula \mathrm{CH_3OH}. Não foi dada mais informação experimental, então vamos deduzir a partir da estrutura e dos átomos presentes.

Passo 2

Esboço da estrutura e identificação de ligações importantes. A fórmula pode ser escrita de maneira estrutural como
\mathrm{CH_3 - O - H}
O átomo de oxigênio tem dois pares isolados (lone pairs). As ligações relevantes são:
  • \mathrm{C-H}: praticamente apolar;
  • \mathrm{C-O}: polar, porque oxigênio é mais eletronegativo que carbono;
  • \mathrm{O-H}: bastante polar, porque oxigênio é muito mais eletronegativo que hidrogênio.
Para convencer: valores típicos de eletronegatividade (escala de Pauling) são aproximadamente
\chi_{\mathrm{C}} \approx 2{,}5,\qquad \chi_{\mathrm{H}} \approx 2{,}1,\qquad \chi_{\mathrm{O}} \approx 3{,}5.
Assim a diferença \chi_{\mathrm{O}}-\chi_{\mathrm{H}}\approx 1{,}4 e \chi_{\mathrm{O}}-\chi_{\mathrm{C}}\approx 1{,}0, indicando ligações claramente polares envolvendo o oxigênio.

Passo 3

Força universal: forças de London (forças de dispersão).
Explicação didática: todo átomo ou molécula tem elétrons que se movimentam, e em um dado instante a distribuição eletrônica pode ficar assimétrica, gerando um dipolo instantâneo. Esse dipolo instantâneo induz dipolos em moléculas vizinhas, resultando numa atração chamada força de dispersão de London.
Aplicando ao metanol: mesmo sendo uma molécula polar, ela também apresenta sempre forças de London. Para moléculas pequenas como \mathrm{CH_3OH} essas forças não são as dominantes (são mais fracas que o enlace de hidrogênio), mas estão presentes e contribuem para a coesão.

Passo 4

Forças dipolo–dipolo (entre dipolos permanentes).
Conceito: moléculas com distribuição de cargas não simétrica têm dipolo permanente; dipolos permanentes interagem atraindo-se orientacionalmente (pólos opostos se aproximam).
Aplicação ao metanol: devido às ligações \mathrm{C-O} e \mathrm{O-H} a molécula tem dipolo permanente (vetor resultante apontando para o oxigênio). Logo, molécula \mathrm{CH_3OH} pode interagir com outra \mathrm{CH_3OH} por forças dipolo–dipolo. Essas interações são de intensidade intermediária e aumentam a energia necessária para separar as moléculas (por exemplo, elevam o ponto de ebulição em comparação com moléculas apolares de massa similar).

Passo 5

Ligação de hidrogênio (hydrogen bonding).
Definição clara e prática: considera-se ligação de hidrogênio quando há um hidrogênio ligado covalentemente a um átomo muito eletronegativo (normalmente \mathrm{N}, \mathrm{O} ou \mathrm{F}) e esse hidrogênio interage fortemente com um par eletrônico não ligado (lone pair) de outro átomo \mathrm{N}, \mathrm{O} ou \mathrm{F} numa molécula vizinha. É uma interação mais forte que dipolo–dipolo comum, mas muito mais fraca que ligações covalentes.
No caso de \mathrm{CH_3OH}:
  • existe um hidrogênio diretamente ligado ao oxigênio ( \mathrm{O-H}), portanto há possibilidade de doação de prótons parciais para formar ligação de hidrogênio;
  • o oxigênio possui dois pares isolados, portanto pode aceitar uma ligação de hidrogênio de outra molécula de metanol.
Exemplo de interação entre duas moléculas:
\mathrm{HO\!-\!CH_3 \;\cdots\; O\!-\!CH_3}
onde a linha pontilhada indica uma ligação de hidrogênio entre o hidrogênio do grupo \mathrm{OH} de uma molécula e um par isolado do oxigênio da outra. Assim, o metanol AGE tanto como doador quanto como aceitador de ligações de hidrogênio.

Passo 6

Observações finais sobre força relativa e consequências práticas (curta e motivadora):
  • Em ordem aproximada de intensidade: ligação de hidrogênio > dipolo–dipolo > forças de London (para este caso particular, a ligação de hidrogênio é a que mais influencia propriedades como ponto de ebulição e solubilidade em água).
  • Resultado prático conhecido: \mathrm{CH_3OH} é líquida à temperatura ambiente e miscível com água precisamente por causa das ligações de hidrogênio e do caráter polar.

Resposta

Forças de dispersão de London (forças de Van der Waals).
Forças dipolo–dipolo (entre dipolos permanentes).
Ligações de hidrogênio (a \mathrm{O-H} atua como doadora e o \mathrm{O} como aceitadora).

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