Indique o tipo de interação intermolecular predominante nas substâncias abaixo, justificando sua resposta com base na estrutura e polaridade de cada molécula:
\mathrm{H}_{2} \mathrm{O} (água)

Passo 1

O enunciado pede: indicar o tipo de interação intermolecular predominante na substância \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} (água) e justificar a resposta com base na estrutura e na polaridade da molécula.
Informações dadas:
  • Fórmula molecular: \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}.
O que vou precisar mostrar nas próximas etapas:
  • Como é a geometria eletrônica e molecular da \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}.
  • Por que as ligações \mathrm{O}\!-\!\mathrm{H} são polares e quais cargas parciais aparecem.
  • Que tipo de interação intermolecular surge quando um hidrogênio ligado a um átomo muito eletronegativo interage com pares de elétrons livres de outra molécula.
  • Comparar essa interação com outras interações intermoleculares (forças de London, dipolo–dipolo) para justificar qual é a predominante.

Passo 2

Estrutura e geometria da molécula: explicando passo a passo
  • O átomo de oxigênio tem seis elétrons de valência; para completar oito elétrons na camada externa ele forma duas ligações covalentes com dois átomos de hidrogênio e mantém dois pares eletrônicos não ligantes (pares livres).
  • Pela teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência (VSEPR), a geometria eletrônica em torno do oxigênio é tetraédrica, mas com dois pares livres e duas ligações isso resulta numa geometria molecular “angular” (em forma de V).
  • O ângulo entre as ligações \mathrm{H}\!-\!\mathrm{O}\!-\!\mathrm{H} é aproximadamente \approx 104{,}5^\circ.
    Esses fatos (dois pares livres e ângulo menor que 109{,}5^\circ) serão importantes para a existência de um momento dipolar não nulo.

Passo 3

Polaridade das ligações \mathrm{O}\!-\!\mathrm{H} e cargas parciais
  • Eletropositividade vs. eletronegatividade: o oxigênio é muito mais eletronegativo que o hidrogênio, ou seja, o oxigênio atrai mais fortemente os elétrons da ligação. Isso torna cada ligação \mathrm{O}\!-\!\mathrm{H} polar.
  • Como consequência, sobre cada átomo de hidrogênio aparece uma carga parcial positiva, indicada por \delta^+, e sobre o oxigênio aparece uma carga parcial negativa, indicada por \delta^-. Escrevendo:
    \mathrm{H}\!-\!\overset{\delta^-}{\mathrm{O}}\!-\!\mathrm{H} com \mathrm{H} tendo \delta^+.
  • A geometria angular faz com que os vetores das duas dipolos \mathrm{O}\!-\!\mathrm{H} não se anulem; há um dipolo molecular resultante. O momento de dipolo experimental da água é aproximadamente \mu\approx 1{,}85\\ \mathrm{D} (Debye), o que confirma que a molécula é polar.

Passo 4

Qual interação intermolecular é possível dadas essas características?
  • Requisitos especiais para uma interação muito forte e direcionada entre moléculas: um átomo de hidrogênio com carga parcial positiva ligada covalentemente a um átomo fortemente eletronegativo (por exemplo O, N ou F) e, na molécula vizinha, um par de elétrons não ligante disponível para interagir.
  • Em \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} temos exatamente isso: hidrogênios com \delta^+ ligados ao oxigênio e oxigênios com pares livres ( :\!\!\mathrm{O}). Então moléculas vizinhas podem se aproximar de forma que o \mathrm{H}^{\delta^+} de uma molécula se atraia ao par eletrônico livre do \mathrm{O}^{\delta^-} de outra molécula.
  • Essa interação é simultaneamente: altamente direcional (prefere ângulos específicos), mais forte que um dipolo–dipolo ordinário e muito mais forte que as forças de dispersão temporárias que existem em todas as moléculas.

Passo 5

Comparação com outras interações intermoleculares e consequências macroscópicas
  • Forças de London (dispersão): existem sempre, dependem da polarizabilidade e do número de elétrons; na água elas existem, mas não são dominantes porque a água é uma molécula pequena e muito polar.
  • Dipolo–dipolo (interações entre dipolos permanentes): presentes na água também, mas a interação descrita no passo anterior (interação entre \mathrm{H}^{\delta^+} ligado a O e par livre do O vizinho) é qualitativamente mais forte e mais direcional.
  • Ordem de grandeza de energias típicas (para dar ideia): ligações covalentes fortes são centenas de \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}; a interação forte entre hidrogênios parcialmente positivos e pares livres (essas interações específicas) costuma ter energia típica da ordem de \sim 10\text{–}40\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}, significativamente maior que muitas interações dipolo–dipolo comuns e maior que a maioria das dispersões em moléculas leves.
  • Consequências práticas (evidência experimental): a água tem ponto de ebulição relativamente alto ( 100^\circ\mathrm{C}) para uma molécula tão pequena, alta tensão superficial, elevada capacidade calorífica e no gelo uma estrutura aberta (hexagonal) que explica a menor densidade do gelo em relação à água líquida. Essas propriedades evidenciam a presença de interações intermoleculares fortes e dirigidas entre moléculas de água.

Passo 6

Resumo lógico (sem nomear a interação final)
  • Resumindo a cadeia de raciocínio: (i) a \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} é polar devido às ligações \mathrm{O}\!-\!\mathrm{H} e à geometria angular; (ii) o oxigênio possui pares eletrônicos não ligantes e os hidrogênios ficam com carga parcial positiva; (iii) isso permite que um \mathrm{H}^{\delta^+} de uma molécula interaja fortemente e de forma direcional com um par eletrônico de um oxigênio vizinho; (iv) essa interação é mais forte e mais determinante para as propriedades físicas da água do que simples dipolo–dipolo ou forças de dispersão; (v) portanto, a interação descrita no (iii) é a responsável predominante pelas características intermoleculares da água.

Resposta

Ligação de hidrogênio (ponte de hidrogênio)

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