Indique o tipo de interação intermolecular predominante nas substâncias abaixo, justificando sua resposta com base na estrutura e polaridade de cada molécula:
\mathrm{CH}_{4} (metano)

Passo 1

O que o enunciado pede e o que foi dado.
  • Pedidos: indicar a interação intermolecular predominante em \mathrm{CH}_{4} (metano) e justificar essa escolha com base na estrutura e polaridade da molécula.
  • Dados: a fórmula molecular é \mathrm{CH}_{4}. Não há outras informações fornecidas.

Passo 2

Inventário simples das principais interações intermoleculares que costumam aparecer em exercícios e quando cada uma é relevante.
  • Forças de dispersão (forças de London): existem entre todas as moléculas; dominam em moléculas apolares ou quando não há ligações fortes tipo \mathrm{H{-}bond}. Origem: flutuações momentâneas da distribuição eletrônica que induzem dipolos instantâneos e induzidos.
  • Forças dipolo–dipolo: aparecem quando as moléculas têm dipolo permanente (são polares) e as extremidades parcialmente positivas/negativas interagem.
  • Ligação de hidrogénio ( \mathrm{H\!-\!bond}): caso particular forte de interação dipolo–dipolo que requer \mathrm{H} ligado a \mathrm{F}, \mathrm{O} ou \mathrm{N}.
  • Regra prática: se a molécula é apolar, a interação predominante costuma ser dispersão de London; se é polar sem H ligado a \mathrm{F,O,N}, predominam dipolo–dipolo; se há \mathrm{H{-}X} com X=\mathrm{F,O,N}, pode haver \mathrm{H\!-\!bond}.

Passo 3

Analisar a polaridade das ligações \mathrm{C{-}H} no metano.
  • Valores de eletronegatividade de Pauling (aproximados): carbono \chi(\mathrm{C}) = 2,55 e hidrogénio \chi(\mathrm{H}) = 2,20. Escrevendo em TeX:
\chi(\mathrm{C}) = 2,55,\qquad \chi(\mathrm{H}) = 2,20.
  • Diferença de eletronegatividade:
\Delta\chi = \chi(\mathrm{C}) - \chi(\mathrm{H}) = 2,55 - 2,20 = 0,35.
  • Interpretação: uma diferença \Delta\chi de 0,35 é pequena; portanto cada ligação \mathrm{C{-}H} é essencialmente covalente não muito polar. Em muitos contextos práticos considera-se a ligação \mathrm{C{-}H} praticamente apolar.

Passo 4

Analisar a geometria molecular e o dipolo resultante de \mathrm{CH}_{4}.
  • Geometria do metano: tetraédrica com quatro ligações \mathrm{C{-}H} dispostas simetricamente ao redor do átomo de carbono.
  • Cada ligação \mathrm{C{-}H} pode ter um pequeno momento dipolar local (pela pequena \Delta\chi), mas os quatro vetores dipolares, por causa da simetria tetraédrica, cancelam-se dois a dois.
  • Conclusão desta etapa: o vetor dipolo total da molécula é nulo, ou seja, \mathrm{CH}_{4} é uma molécula apolar (sem dipolo permanente).

Passo 5

Escolher a interação intermolecular predominante com base nas conclusões anteriores.
  • Já que \mathrm{CH}_{4} é apolar (dipolo total = zero) e não tem \mathrm{H} ligado a \mathrm{F,O,N}, as interações dipolo–dipolo e ligação de hidrogénio não são possíveis/ relevantes.
  • Resta a força de dispersão (London), que sempre existe e, em moléculas apolares, é a interação predominante.

Passo 6

Explicar didaticamente como funcionam as forças de dispersão e por que elas são fracas no caso do metano.
  • Mecanismo: as nuvens eletrônicas das moléculas sofrem flutuações instantâneas que criam dipolos temporários; esses dipolos induzem dipolos em moléculas vizinhas, gerando uma atração. Essas são chamadas forças de dispersão de London.
  • Dependência: a intensidade das forças de dispersão cresce com a polarizabilidade (mais elétrons, maior capacidade de gerar dipolos instantâneos) e com a área de contato entre moléculas.
  • No caso de \mathrm{CH}_{4}: é uma molécula pequena, com poucos elétrons e baixa polarizabilidade → forças de London presentes, porém fracas. Isso explica propriedades físicas como o ponto de ebulição muito baixo do metano (estado gasoso a temperatura ambiente).

Passo 7

Resumo final e justificativa curta, pronta para a prova.
  • Por ser composta por ligações \mathrm{C{-}H} pouco polares ( \Delta\chi \approx 0,35) e por ter geometria tetraédrica que cancela quaisquer dipolos locais, \mathrm{CH}_{4} é uma molécula apolar. Assim, a interação intermolecular predominante é a força de dispersão de London (forças de Van der Waals do tipo dispersão).

Resposta

Forças de dispersão de London (forças de Van der Waals do tipo dispersão).

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