Que tipo(s) de forças intermoleculares existem entre os seguintes pares:
HBr e
HBr e
Passo 1
O que o enunciado pede: identificar os tipos de forças intermoleculares que atuam entre moléculas de
e entre moléculas de
.
Informações dadas (as duas substâncias):
- Moléculas:
e . - 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
, ou ; 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 ligado a , ou .
Ordem de força (em geral):, mas a polarizabilidade pode mudar isso.
Passo 3
Como decidir rápido na prova:
- Verificar se há
ligado a ou . Se sim → há ligação de hidrogênio; se não → não há H-bond clássica. - Verificar se a molécula é polar (diferença de eletronegatividade + geometria assimétrica) → se sim, terá dipolo–dipolo além das London.
- Sempre incluir London (sempre presentes); avaliar intensidade relativa pela massa/raio atômico (átomos maiores → London mais fortes).
Passo 4
Análise de
:
- Estrutura: molécula diatômica linear
. - Eletronegatividades (escala de Pauling usada como referência):
e . Diferença , o que indica ligação polar. - Consequências: molécula polar ⇒ existe interação dipolo–dipolo entre moléculas de
. - Além disso, bromo é pesado e muito polarizável ⇒ forças de London (dispersion) são significativas.
- Ligação de hidrogênio? Não: o hidrogênio não está ligado a
, ou , então NÃO ocorre ligação de hidrogênio clássica.
Síntese para
: forças de London + dipolo–dipolo; sem ligação de hidrogênio.
Passo 5
Análise de
:
- Estrutura: molécula angular (como
em forma, mas com enxofre no lugar do oxigênio). - Eletronegatividades:
e . Diferença típica , menor que em , 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
ou . - Enxofre é maior e mais polarizável que oxigênio ⇒ forças de London são importantes e muitas vezes dominantes em
. - Ligação de hidrogênio? Não na forma clássica: o hidrogênio não está ligado a
ou , então não há H-bond forte. Observações avançadas: 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
: 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).
-
tem dipolo–dipolo mais evidente por causa da maior polaridade da ligação H–Br. -
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”.