(FEeVale/1-2001)
O CO2 é de importância crucial em vários processos que se desenvolvem na Terra, participando, por exemplo, da fotossíntese, fonte de carbono para formação da matéria que compõe as plantas terrestres e marinhas.
Sabendo que a molécula de \mathrm{CO}_{2} é apolar, podemos afirmar que as forças intermoleculares que unem as moléculas de \mathrm{CO}_{2} são do tipo
a) iôniev.
b) ponte hidrogênio.
c) forças dipolo-dipolo.
  • forças de London.
    e) forças dipolo-permanente.

Passo 1

O enunciado diz que a molécula de \mathrm{CO}_{2} é apolar e pergunta qual tipo de forças intermoleculares une as moléculas de \mathrm{CO}_{2}. As alternativas são:
a) iôniev.
b) ponte hidrogênio.
c) forças dipolo-dipolo.
d) forças de London.
e) forças dipolo-permanente.
Informações relevantes fornecidas pelo enunciado: a molécula \mathrm{CO}_{2} é apolar. A pergunta é escolher qual tipo de interação intermolecular explica a atração entre suas moléculas.

Passo 2

Entender por que \mathrm{CO}_{2} é apolar. Cada ligação C–O é polar porque o oxigênio é mais eletronegativo que o carbono, portanto cada ligação tem um momento dipolar. Contudo, a molécula inteira tem geometria linear (o átomo de carbono no centro e dois oxigênios nas extremidades, simétrica). Em uma molécula linear simétrica como \mathrm{CO}_{2}, os dois vetores momento dipolar das ligações têm mesmas magnitude e direções opostas, e se cancelam. Logo o momento dipolar resultante da molécula é zero — a molécula é apolar. Isso é crucial: ligações polares não implicam necessariamente molécula polar.

Passo 3

Consequência da apolaridade para os tipos de forças listadas:
  • Forças dipolo-dipolo (alternativa c) e forças dipolo-permanente (alternativa e) dependem da existência de um dipolo permanente na molécula. Como \mathrm{CO}_{2} não tem dipolo permanente, essas forças não são o tipo dominante entre suas moléculas.
  • Ponte de hidrogênio (alternativa b) exige haver hidrogênio ligado a átomos muito eletronegativos (O, N ou F) para formar ligação forte com pares livres. Em \mathrm{CO}_{2} não há hidrogênio, logo ponte de hidrogênio é impossível.
  • Interações iônicas (alternativa a) ocorrem entre íons carregados; \mathrm{CO}_{2} é uma molécula covalente neutra, não um sal iônico, então não têm sentido aqui.

Passo 4

Portanto, restam as forças de London (alternativa d). Vou explicar o que são essas forças e por que elas atuam em \mathrm{CO}_{2}.
O que são forças de London (forças de dispersão de London)? Elas são interações induzidas entre moléculas neutras causadas por flutuações instantâneas da nuvem eletrônica:
  • Mesmo em uma molécula apolar, a distribuição de elétrons não é estática: em certo instante pode haver um pequeno desbalanceamento que gera um dipolo instantâneo.
  • Esse dipolo instantâneo induz um dipolo na molécula vizinha (por polarização), e a interação dipolar instantânea entre elas produz uma atração fraca.
  • Essas interações são chamadas forcas de dispersão de London e existem entre todas as moléculas, polares ou apolares. Em moléculas apolares são frequentemente a única contribuição relevante às forças intermoleculares.

Passo 5

Características práticas das forças de London que justificam a escolha para \mathrm{CO}_{2}:
  • Sua intensidade aumenta com a polarizabilidade da molécula (mais elétrons, nuvem eletrônica mais “maleável”) e com o tamanho/masa molecular.
  • São relativamente fracas comparadas a ligações de hidrogênio e a forças iônicas, por isso \mathrm{CO}_{2} tem facilmente estado gasoso à temperatura ambiente (sublimação a -78{,}5^\circ\mathrm{C} para \mathrm{CO}_{2} sólido seco), mostrando que as forças intermoleculares são fracas.
  • Exemplos: gases nobres (He, Ne, Ar) e moléculas apolares (O2, N2, \mathrm{CO}_{2}) condensam graças às forças de London.

Passo 6

Conclusão: como \mathrm{CO}_{2} é apolar, não pode haver dipolo permanente, ponte de hidrogênio nem interação iônica entre moléculas; portanto a interação intermolecular que as une é a força de London (dispersão).

Resposta

d) forças de London.

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