Forças intermoleculares: dispersão, dipolo-dipolo e ligação de hidrogênio

Ligações químicas (intramoleculares) vs forças intermoleculares

Antes de comparar substâncias, separe duas ideias:

• Ligações químicas (intramoleculares): mantêm os átomos unidos dentro da molécula (ou em redes, como sólidos iônicos). São muito mais fortes e determinam “quem está ligado a quem”.
• Forças intermoleculares: atrações entre moléculas (ou entre partes de moléculas) que controlam propriedades físicas como ponto de ebulição, ponto de fusão, viscosidade e solubilidade.

Neste capítulo, o foco é: dispersão (London), dipolo-dipolo e ligação de hidrogênio.

1) Forças de London (dispersão): presentes em todas as substâncias

As forças de London surgem de dipolos instantâneos: em um instante, a nuvem eletrônica fica mais concentrada de um lado, criando um dipolo temporário que induz dipolo em moléculas vizinhas. Isso gera atração.

Características principais

• Universais: existem em moléculas polares e apolares, e também em átomos nobres.
• Ficam mais fortes quando aumenta a massa molar e a polarizabilidade (facilidade de deformar a nuvem eletrônica).
• Também aumentam com maior área de contato entre moléculas (moléculas mais “alongadas” tendem a ter maior dispersão que moléculas muito compactas de mesma massa).

Exemplo comparativo: CH4 vs CCl4

CH4 e CCl4 são moléculas apolares (não têm dipolo permanente). Portanto, a força predominante em ambas é London. Porém:

• CCl4 tem muito mais elétrons e maior massa molar do que CH4 → nuvem eletrônica mais polarizável → London mais forte → tende a ter ponto de ebulição maior.

2) Interações dipolo-dipolo: em moléculas polares

Moléculas polares possuem dipolo permanente. A atração ocorre quando a extremidade parcialmente positiva (δ+) de uma molécula se aproxima da extremidade parcialmente negativa (δ−) de outra.

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Características principais

• Ocorrem apenas em substâncias formadas por moléculas polares.
• Em geral, quanto maior o momento dipolar e melhor o encaixe entre moléculas, maior a atração.
• Mesmo em moléculas polares, as forças de London continuam existindo; a questão é qual contribuição é predominante.

Exemplo comparativo: HCl vs HF (primeira leitura)

HCl é polar, então apresenta dipolo-dipolo + London. HF também é polar, mas além disso pode formar ligação de hidrogênio (ver seção seguinte), que costuma ser mais intensa do que dipolo-dipolo comum. Por isso, HF tende a ter ponto de ebulição bem maior do que HCl.

3) Ligação de hidrogênio: um caso especial e mais intenso

A ligação de hidrogênio é uma interação intermolecular particularmente forte (entre as três deste capítulo) que ocorre quando:

• há um H ligado covalentemente a F, O ou N (o H fica muito δ+), e
• há um par de elétrons livre em F, O ou N de outra molécula, que interage com esse H δ+.

Representação comum: O–H···O, N–H···N, F–H···F (os pontos indicam a interação intermolecular).

Exemplo comparativo: H2S vs H2O

• H2O: possui ligações O–H e oxigênio com pares de elétrons livres → forma uma rede de ligações de hidrogênio entre moléculas → ponto de ebulição elevado para sua massa molar.
• H2S: apesar de ser polar, o enxofre não é F, O ou N → não faz ligação de hidrogênio típica → predominam dipolo-dipolo + London → ponto de ebulição menor que o da água.

Exemplo comparativo: HCl vs HF (agora com o critério)

• HCl: H ligado a Cl (não é F, O, N) → não faz ligação de hidrogênio típica → dipolo-dipolo + London.
• HF: H ligado a F → faz ligação de hidrogênio → interações intermoleculares mais intensas → maior ponto de ebulição.

Como identificar a força intermolecular predominante (passo a passo)

Use este roteiro prático para uma substância molecular (composta por moléculas discretas):

Passo 1: Verifique se existe possibilidade de ligação de hidrogênio

• Procure por H diretamente ligado a F, O ou N na molécula.
• Se existir, a força predominante costuma ser ligação de hidrogênio (além de London e, se polar, dipolo-dipolo).

Exemplos: H2O (sim), NH3 (sim), HF (sim), CH3OH (sim), HCl (não), H2S (não).

Passo 2: Se não houver ligação de hidrogênio, verifique se a molécula é polar

• Se for polar, a força predominante tende a ser dipolo-dipolo (com London sempre presente).
• Se for apolar, a força predominante é London.

Exemplos: HCl (polar → dipolo-dipolo), CH4 (apolar → London), CCl4 (apolar → London).

Passo 3: Use massa molar/polarizabilidade para desempates

• Entre moléculas do mesmo tipo de força predominante, maior massa molar e maior número de elétrons geralmente → London mais forte → maior ponto de ebulição.
• Isso é muito útil em séries como halogênios, hidrocarbonetos e compostos apolares.

Comparações guiadas (aplicando o passo a passo)

CH4 vs CCl4

• Passo 1: não há H ligado a F/O/N → sem ligação de hidrogênio.
• Passo 2: ambas apolares → London.
• Passo 3: CCl4 tem maior massa/polarizabilidade → London mais forte → maior ponto de ebulição.

H2S vs H2O

• Passo 1: H2O tem O–H → ligação de hidrogênio; H2S não.
• Resultado: H2O → interações mais fortes → maior ponto de ebulição.

HCl vs HF

• Passo 1: HF tem H–F → ligação de hidrogênio; HCl não.
• Resultado: HF → maior ponto de ebulição.

Intensidade relativa (regra prática)

Para substâncias de tamanho comparável, uma regra útil é:

Ligação de hidrogênio  >  Dipolo-dipolo  >  London (dispersão)

Atenção: London pode superar dipolo-dipolo quando a molécula apolar é muito maior/mais polarizável (por exemplo, moléculas grandes e ricas em elétrons).

Relação com ponto de ebulição (tendências)

• Quanto mais fortes as forças intermoleculares, mais energia é necessária para separar as moléculas na vaporização → maior ponto de ebulição.
• Ligação de hidrogênio costuma elevar bastante o ponto de ebulição em comparação com moléculas de massa semelhante sem essa interação.
• Em séries apolares, o ponto de ebulição tende a aumentar com a massa molar (London mais forte).

Exercícios (ordenação de intensidades e previsão de ponto de ebulição)

1) Identifique a força predominante

• a) CCl4
• b) H2O
• c) HCl
• d) CH4
• e) HF
• f) H2S

2) Ordene por ponto de ebulição (menor → maior)

Considere apenas o tipo de interação e a ideia de massa/polarizabilidade quando necessário.

• a) CH4, CCl4
• b) H2S, H2O
• c) HCl, HF

3) Ordene por intensidade de forças intermoleculares (menor → maior)

• a) CH4, HCl, HF
• b) H2S, H2O, CCl4

4) Previsão de tendência em uma série apolar

Sem fazer contas, indique a tendência do ponto de ebulição (aumenta/diminui) ao passar de:

• a) CH4 → C2H6 → C3H8
• b) Cl2 → Br2 → I2

5) Desempate por massa/polarizabilidade

Qual tende a ter maior ponto de ebulição? Justifique com 1 frase.

• a) CO2 ou CH4
• b) HCl ou HBr