As propriedades físicas de líquidos e sólidos moleculares estão relacionadas às forças intermoleculares. Descreva as forças intermoleculares que devem ser rompidas para se converter cada um dos itens seguintes de um líquido para um gás:
\mathrm{Br}_{2}

Passo 1

O que o enunciado pede: descrever quais forças intermoleculares precisam ser rompidas para converter o composto dado de líquido para gás.
Informação fornecida: o composto é \mathrm{Br_2} (bromo molecular, estado inicial líquido → vapor).

Passo 2

O que significa “romper forças intermoleculares” ao evaporar um líquido.
Quando um líquido passa para o gás não se quebram ligações covalentes dentro das moléculas (ligações intramoleculares); o que precisa ser vencido é a atração entre as moléculas vizinhas (forças intermoleculares). Essas forças mantêm as moléculas próximas no líquido; para formar o vapor é preciso fornecer energia suficiente para que a energia cinética média supere a energia potencial de atração entre as moléculas. Em termos termoquímicos isso aparece na entalpia de vaporização \Delta H_{\text{vap}}.

Passo 3

Identificação da natureza molecular de \mathrm{Br_2}.
  • \mathrm{Br_2} é uma molécula diatômica homonuclear e, portanto, eletricamente apolar (não tem dipolo permanente).
  • Cada molécula de \mathrm{Br_2} tem uma nuvem eletrônica relativamente grande (átomos pesados, muitos elétrons), o que a torna facilmente deformável — isto é, possui alta polarizabilidade \alpha.

Passo 4

Explicação didática das forças intermoleculares relevantes.
  • Forças de dispersão (forças de London): surgem quando flutuações instantâneas na distribuição eletrônica de uma molécula criam um dipolo instantâneo que induz um dipolo numa molécula vizinha; a interação resultante é atrativa. Essas forças existem entre todas as moléculas, mas dominam quando as moléculas são apolares. Em nível qualitativo a energia de interação de van der Waals por dispersão escala aproximadamente como
E_{\text{disp}} \propto -\frac{C_6}{R^6},
onde R é a distância intermolecular e C_6 depende das polarizabilidades e energias de excitação das moléculas. Quanto maior a polarizabilidade \alpha, maior C_6 e mais forte a atração.
  • Outras forças que poderiam existir em líquidos (mas que não se aplicam aqui): dipolo-dipolo (exigem dipolo permanente) e ligações de hidrogénio (exigem H ligado a F, O ou N). Essas não são relevantes para \mathrm{Br_2} porque a molécula é apolar e não tem H ligado a átomos muito eletronegativos.

Passo 5

Aplicação específica a \mathrm{Br_2} — quais forças são rompidas ao vaporizar.
  • Em \mathrm{Br_2} o tipo dominante de atração intermolecular que mantém as moléculas no líquido são as forças de dispersão de London (forças de van der Waals induzidas).
  • Não há necessidade de romper dipolo-dipolo (ausente) nem ligações de hidrogénio (ausente).
  • A ligação covalente \mathrm{Br\!-\!Br} dentro da molécula NÃO é rompida durante a vaporização — isso exigiria uma reação química, não apenas mudança de fase.

Passo 6

Interpretação física e consequência prática (motivação para a resposta).
  • Como \mathrm{Br_2} possui átomos pesados e alta polarizabilidade, suas forças de dispersão são relativamente fortes, o que explica que o bromo seja líquido perto da temperatura ambiente e tenha um ponto de ebulição relativamente alto para uma molécula diatômica simples (ponto de ebulição \approx 58{,}8\,^\circ\mathrm{C}). Para evaporar, é preciso fornecer energia suficiente para vencer essas forças de dispersão, medida pela \Delta H_{\text{vap}}.

Resposta

Para \mathrm{Br_2}: forças de dispersão de London (dipolo instantâneo-induzido dipolo), ou seja, forças de van der Waals por dispersão; não há dipolo permanente nem ligações de hidrogênio a serem rompidas. A ligação covalente \mathrm{Br\!-\!Br} não é rompida.

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