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.
Passo 1
O enunciado pede: determinar que tipo(s) de forças intermoleculares a substância
(etantiol) pode exercer consigo mesma (isto é, quais forças mantêm moléculas de
juntas no estado líquido/ sólido). A única informação dada é a fórmula estrutural, que é
.
Passo 2
Vou explicar, de forma didática, quais são as classes principais de forças intermoleculares que vamos considerar (para você saber o que procurar no exercício):
- Forças de dispersão de London (forças de London / forças de van der Waals dispersivas): são forças presentes em todas as moléculas, causadas por flutuações temporárias na distribuição eletrônica que induzem dipolos instantâneos. Importante: sempre existem e sua intensidade cresce com a polarizabilidade (átomos maiores e elétrons mais “soltos” → forças de dispersão mais fortes).
- Forças dipolo–dipolo (interações entre dipolos permanentes): ocorrem quando as moléculas têm um momento de dipolo permanente (ou seja, distribuição de cargas desigual que não se anula). Moléculas polares alinham-se parcialmente e interagem por atração eletrostática entre pólos opostos.
- Ligações de hidrogênio (H-bonding): são um caso forte e direcional de interação dipolo–dipolo que ocorre quando há um hidrogênio ligado a
, ou (os átomos muito eletronegativos). Esse hidrogênio fica suficientemente positivo para interagir fortemente com pares isolados de outra molécula. Observação: outros átomos como S e Cl podem participar de interações do tipo “pontes de hidrogênio” muito fracas, mas não são consideradas ligações de hidrogênio fortes como as ou . - Interações iônicas e forças de coordenação não se aplicam aqui porque a molécula é covalente neutra simples.
Passo 3
Agora vou analisar a molécula dada
por partes, usando eletronegatividades para estimar polaridade das ligações. Valores típicos de eletronegatividade de Pauling (apenas para comparação):
,
,
.
Calculemos a diferença de eletronegatividade
em cada ligação (usaremos a definição
):
- Ligação C–H:
. Resultado: praticamente apolar a ligeiramente polar; C–H é normalmente considerado quase apolar. - Ligação C–S:
. Resultado: praticamente não polar. - Ligação S–H:
. Resultado: ligeiramente polar, mas muito menos que uma O–H (onde é grande).
Passo 4
Interpretação da estrutura e polaridade molecular:
- A molécula não é simétrica do ponto de vista elétrico (o enxofre tem pares eletrônicos e está na extremidade), então não há cancelamento perfeito de possíveis dipolos. Assim, espera‑se que a molécula tenha um momento de dipolo permanente (ou seja, seja moderadamente polar).
- Conclusão prática: existem dipolos permanentes suficientes para que interações dipolo–dipolo ocorram entre moléculas de
.
Passo 5
Análise sobre ligação de hidrogênio (critério prático para a prova):
- Regra simples e confiável: para ter ligações de hidrogênio fortes entre moléculas idênticas é preciso ter hidrogênio ligado a
, ou . Aqui o H está ligado a S, que não é , nem . Portanto NÃO há ligações de hidrogênio fortes do tipo entre moléculas de etantiol. - Pode ocorrer alguma interação muito fraca envolvendo o átomo de enxofre (por exemplo, interações
ou em contextos específicos), mas são fracas e pouco relevantes comparadas às ligações de hidrogênio clássicas. Na prática de prova: considere que não há H‑bonding significativo entre as moléculas de . - Evidência experimental que ajuda a fixar a ideia: comparando com o álcool análogo
, o ponto de ebulição de é cerca de enquanto o de é cerca de . Se o tiol formasse ligações de hidrogênio fortes como o álcool, esperaríamos um ponto de ebulição comparável; como é bem menor, isso indica ausência de H‑bonding forte e presença de interações mais fracas (dispersion + dipolo).
Passo 6
Forças de dispersão de London (relevância):
- Sempre presentes. Além disso, enxofre é um átomo mais “polarizável” (eletrons mais distantes do núcleo) do que oxigênio ou carbono, o que aumenta as forças de dispersão relativas. Isso significa que, mesmo sem H‑bonding, as forças de dispersão contribuem de forma importante para o conjunto das interações intermoleculares do etantiol.
Passo 7
Resumo didático do raciocínio para usar na prova (receita curta):
- Verifique presença de H ligado a
, ou → se sim, há H‑bonding forte; se não, não há H‑bonding forte. - Se a molécula é apolar ou polar? Use diferenciais de eletronegatividade e geometria para decidir se há dipolo permanente → se houver, dipolo–dipolo é possível.
- Sempre inclua forças de dispersão (London).
- Para
: não há com → sem H‑bonding forte; a molécula é moderadamente polar → dipolo–dipolo presente; enxofre polarizável → dispersão forte.
Resposta
Forças de dispersão de London (sempre presentes) e forças dipolo–dipolo (a molécula é moderadamente polar).\nNão há ligação de hidrogênio forte entre moléculas de
(no máximo interações muito fracas envolvendo S).