Que tipo(s) de forças intermoleculares existem entre os seguintes pares:
HBr e
\mathrm{H}_{2} \mathrm{~S}

Passo 1

O que o enunciado pede: identificar os tipos de forças intermoleculares que atuam entre moléculas de \mathrm{HBr} e entre moléculas de \mathrm{H_2S}.
Informações dadas (as duas substâncias):
  • Moléculas: \mathrm{HBr} e \mathrm{H_2S}.
  • Pedido: listar os tipos de interação intermolecular presentes em cada caso.

Passo 2

Conceitos essenciais — as forças intermoleculares mais importantes que aparecem em química orgânica/inorgânica básica:
  • Forças de London (forças de dispersão de London): são atração temporária entre nuvens eletrônicas induzidas em moléculas neutras. Estão presentes em TODAS as moléculas (polares ou apolares). Tornam-se mais fortes quanto maior a massa/volume eletrônico (moléculas mais polarizáveis).
  • Dipolo–dipolo: ocorrem entre moléculas polares permanentes; cada molécula tem um polo parcialmente positivo e um parcialmente negativo que se atraem.
  • Ligação de hidrogênio (H-bond): é um caso forte de dipolo–dipolo que ocorre quando há um átomo de hidrogênio ligado a \mathrm{F}, \mathrm{O} ou \mathrm{N}; o hidrogênio ligado a esses átomos fica fortemente parcialmente positivo e interage fortemente com pares livres de outros átomos eletronegativos. Regra prática: para ter H-bond clássica, é necessário ter \mathrm{H} ligado a \mathrm{F}, \mathrm{O} ou \mathrm{N}.
    Ordem de força (em geral): \text{London (fraca em moléculas pequenas)} < \text{dipolo–dipolo} < \text{ligação de hidrogênio (mais forte)}éçãê, mas a polarizabilidade pode mudar isso.

Passo 3

Como decidir rápido na prova:
  1. Verificar se há \mathrm{H} ligado a \mathrm{F},\mathrm{O} ou \mathrm{N}. Se sim → há ligação de hidrogênio; se não → não há H-bond clássica.
  2. Verificar se a molécula é polar (diferença de eletronegatividade + geometria assimétrica) → se sim, terá dipolo–dipolo além das London.
  3. Sempre incluir London (sempre presentes); avaliar intensidade relativa pela massa/raio atômico (átomos maiores → London mais fortes).

Passo 4

Análise de \mathrm{HBr}:
  • Estrutura: molécula diatômica linear \mathrm{H}\!-\!\mathrm{Br}.
  • Eletronegatividades (escala de Pauling usada como referência): \chi_H = 2,20 e \chi_{Br} = 2,96. Diferença \Delta\chi \approx 0,76, o que indica ligação polar.
  • Consequências: molécula polar ⇒ existe interação dipolo–dipolo entre moléculas de \mathrm{HBr}.
  • Além disso, bromo é pesado e muito polarizável ⇒ forças de London (dispersion) são significativas.
  • Ligação de hidrogênio? Não: o hidrogênio não está ligado a \mathrm{F}, \mathrm{O} ou \mathrm{N}, então NÃO ocorre ligação de hidrogênio clássica.
Síntese para \mathrm{HBr}: forças de London + dipolo–dipolo; sem ligação de hidrogênio.

Passo 5

Análise de \mathrm{H_2S}:
  • Estrutura: molécula angular (como \mathrm{H_2O} em forma, mas com enxofre no lugar do oxigênio).
  • Eletronegatividades: \chi_H = 2,20 e \chi_S = 2,58. Diferença típica \Delta\chi \approx 0,38, menor que em \mathrm{HBr}, indicando ligações menos polares. A geometria bent confere alguma polaridade global, mas relativamente fraca.
  • Consequências: existem forças de dipolo–dipolo, porém fracas comparadas às de moléculas com \mathrm{O} ou \mathrm{N}.
  • Enxofre é maior e mais polarizável que oxigênio ⇒ forças de London são importantes e muitas vezes dominantes em \mathrm{H_2S}.
  • Ligação de hidrogênio? Não na forma clássica: o hidrogênio não está ligado a \mathrm{F,O} ou \mathrm{N}, então não há H-bond forte. Observações avançadas: \mathrm{H_2S} pode interagir fracamente com aceitadores muito fortes via interações H…X, mas isso não é ligação de hidrogênio típica pedida em prova básica.
Síntese para \mathrm{H_2S}: forças de London (dominantes) + dipolo–dipolo fraco; sem ligação de hidrogênio.

Passo 6

Comparação prática (o que isso implica em propriedades físicas):
  • Ambas têm forças de London (sempre).
  • \mathrm{HBr} tem dipolo–dipolo mais evidente por causa da maior polaridade da ligação H–Br.
  • \mathrm{H_2S} tem dipolo moderado/fraco e London relativamente fortes por causa do enxofre grande; em muitos casos a dispersão domina o comportamento físico.
  • Nenhuma das duas apresenta ligação de hidrogênio clássica (por ausência de H ligado a F/O/N).
Dica de prova: responda direto listando as forças e, se quiser impressionar, escreva uma curta justificativa: “porque X” (eletronegatividade/estrutura) ou “porque não H ligado a F/O/N”.

Resposta

\mathrm{HBr}: forças de London (dispersion) e dipolo–dipolo; sem ligação de hidrogênio.
\mathrm{H_2S}: forças de London (dispersion) dominantes e dipolo–dipolo fraco; sem ligação de hidrogênio.

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