Estruturas Moleculares Covalentes e Forças Intermoleculares

Ferva água num béquer e o líquido transforma-se em gás. É evidente que algo foi separado. Mas o quê?

Antes de continuar a ler, faça uma previsão: quando a água entra em ebulição, as fortes ligações covalentes O-H dentro de cada molécula de \(\ce{H2O}\) são quebradas, ou as moléculas são simplesmente afastadas umas das outras?

A segunda resposta está correta. Uma molécula de água continua a ser \(\ce{H2O}\) quando passa para a fase gasosa. A ebulição supera as atrações entre as moléculas de água. Normalmente, não quebra as ligações covalentes dentro delas.

Essa distinção é fundamental para compreender as substâncias moleculares covalentes. As suas propriedades observáveis dependem de dois níveis diferentes de estrutura: ligações covalentes fortes que mantêm cada molécula unida e forças intermoleculares muito mais fracas que atuam entre moléculas distintas.

01O que torna uma substância molecular covalente?

Imagine uma substância constituída por milhões de pequenos conjuntos separados. Cada conjunto é uma molécula.

Dentro de cada molécula, os átomos partilham eletrões através de ligações covalentes. Essas ligações são fortes. No entanto, uma molécula não está ligada covalentemente a todas as moléculas vizinhas.

Estas partículas separadas são chamadas moléculas discretas.

Por exemplo, o dióxido de carbono é constituído por moléculas individuais de \(\ce{CO2}\):

\[ \ce{O=C=O} \]

Cada átomo de carbono está fortemente ligado por ligações covalentes a dois átomos de oxigénio dentro da sua molécula. No entanto, uma molécula de \(\ce{CO2}\) não está ligada à molécula de \(\ce{CO2}\) seguinte por outra ligação covalente.

A mesma ideia básica aplica-se a substâncias como:

• \(\ce{H2O}\), água
• \(\ce{NH3}\), amoníaco
• \(\ce{CH4}\), metano
• \(\ce{CO2}\), dióxido de carbono
• \(\ce{I2}\), iodo
• \(\ce{CH3OH}\), metanol

Isto é diferente de uma estrutura de rede covalente, na qual as ligações covalentes se estendem continuamente por uma estrutura gigante. O diamante é um exemplo de uma substância de rede covalente.

Esta diferença torna-se crucial quando tentamos explicar os pontos de fusão e de ebulição.

02Há dois tipos de atração que devem ser distinguidos

Suponha que duas moléculas de água estão lado a lado.

Dentro de cada molécula, os átomos de oxigénio e hidrogénio são mantidos unidos por ligações covalentes. Entre as duas moléculas existem atrações intermoleculares.

É útil imaginar duas pessoas de mãos dadas enquanto estão num comboio cheio. A forma como seguram as mãos uma da outra representa a ligação covalente dentro de uma molécula. A multidão que as empurra na direção das pessoas próximas representa as forças intermoleculares.

Se o comboio esvaziar e o par se afastar das outras pessoas, não precisa de deixar de dar as mãos. Da mesma forma, quando uma substância molecular entra em ebulição, as suas moléculas separam-se sem que, normalmente, as ligações covalentes internas sejam quebradas.

A analogia tem um limite: as moléculas não escolhem aquilo a que se ligam, e as forças intermoleculares resultam de interações eletrostáticas que envolvem cargas e distribuições eletrónicas. Ainda assim, a analogia representa a importante diferença estrutural.

Forças intramoleculares

Intramolecular significa dentro de uma molécula.

Nas substâncias moleculares covalentes, estas forças são principalmente as ligações covalentes que unem os átomos.

Quebrar uma ligação covalente altera quimicamente a molécula. Quebrar uma ligação O-H na água, por exemplo, não é simplesmente fazer a água entrar em ebulição.

Forças intermoleculares

Intermolecular significa entre moléculas.

Estas atrações influenciam propriedades físicas como:

• ponto de fusão
• ponto de ebulição
• volatilidade
• se uma substância é sólida, líquida ou gasosa em determinadas condições
• solubilidade
• viscosidade, em muitos casos

Um erro muito comum é escrever: “A água tem um ponto de ebulição elevado porque as suas ligações covalentes são fortes.”

As ligações covalentes na água são, sem dúvida, fortes, mas não são essas ligações que são superadas durante a ebulição. As atrações relevantes são as forças intermoleculares entre as moléculas de água.

03De onde vêm as forças intermoleculares?

Os eletrões e os núcleos possuem carga. Assim, mesmo quando uma molécula não tem carga global, a sua distribuição de carga pode criar atrações com moléculas próximas.

Para a Química do HSC, três forças intermoleculares importantes são:

Uma molécula pode apresentar mais do que um tipo.

Por exemplo, a água apresenta forças de dispersão de London e ligações de hidrogénio. Normalmente, concentramo-nos nas ligações de hidrogénio ao explicar o seu ponto de ebulição invulgarmente elevado, porque essa interação tem o maior efeito nesta comparação.

04As forças de dispersão de London ocorrem em todas as substâncias moleculares

Comece por considerar uma molécula como \(\ce{I2}\).

A molécula é globalmente apolar. Poderia, por isso, prever que duas moléculas de iodo não conseguem atrair-se.

Mas conseguem.

Os eletrões estão constantemente em movimento. Num determinado instante, a nuvem eletrónica de uma molécula pode tornar-se ligeiramente desigual. Um lado torna-se temporariamente mais negativo e o outro temporariamente mais positivo.

Este dipolo temporário pode distorcer a nuvem eletrónica de uma molécula próxima, produzindo um dipolo induzido. As duas moléculas atraem-se então.

Estas atrações são chamadas forças de dispersão de London.

Existem entre todas as partículas porque todos os átomos e moléculas contêm eletrões.

O que torna as forças de dispersão mais fortes?

Como regra geral útil, as forças de dispersão tornam-se mais fortes quando as partículas têm nuvens eletrónicas maiores e mais facilmente deformáveis.

Compare os halogéneos:

• \(\ce{F2}\)
• \(\ce{Cl2}\)
• \(\ce{Br2}\)
• \(\ce{I2}\)

À medida que as moléculas se tornam maiores e contêm mais eletrões, as suas nuvens eletrónicas tornam-se mais polarizáveis. As suas forças de dispersão tornam-se mais fortes.

Isto ajuda a explicar por que razão \(\ce{F2}\) e \(\ce{Cl2}\) são gases em condições ambiente, \(\ce{Br2}\) é um líquido e \(\ce{I2}\) é um sólido.

“Mais eletrões significa forças de dispersão mais fortes” é uma regra útil, mas não deve ser transformada numa lei absoluta para todas as comparações. A forma molecular e a proximidade com que as moléculas conseguem aproximar-se umas das outras também podem ser importantes.

05As moléculas polares acrescentam atrações dipolo-dipolo

Considere agora o cloreto de hidrogénio, \(\ce{HCl}\).

O cloro atrai os eletrões de ligação partilhados mais fortemente do que o hidrogénio. A densidade eletrónica na ligação H-Cl é, por isso, desigual.

Descrevemos o hidrogénio como parcialmente positivo, \(\delta+\), e o cloro como parcialmente negativo, \(\delta-\).

A molécula possui um dipolo permanente.

As moléculas vizinhas de \(\ce{HCl}\) tendem a orientar-se de modo que uma região parcialmente positiva seja atraída por uma região parcialmente negativa. Estas atrações são chamadas forças dipolo-dipolo.

É importante notar que \(\ce{HCl}\) também apresenta forças de dispersão. As moléculas polares não deixam, de alguma forma, de apresentar forças de dispersão.

06Uma ligação polar não torna automaticamente uma molécula polar

Esta é uma das distinções mais úteis deste tema.

Considere o dióxido de carbono. Cada ligação C=O é polar porque o oxigénio atrai os eletrões de ligação mais fortemente do que o carbono.

Então, preveja a polaridade global da molécula: \(\ce{CO2}\) é polar?

É globalmente apolar.

A molécula é linear:

\[ \ce{O=C=O} \]

Os dois dipolos das ligações apontam em direções opostas e têm a mesma magnitude. Os seus efeitos anulam-se.

A água é diferente. As suas ligações O-H também são polares, mas a molécula de \(\ce{H2O}\) é angular. Os dipolos das ligações não apontam diretamente em direções opostas, pelo que não se anulam.

A água possui, portanto, um dipolo molecular global.

Isto fornece-lhe um importante processo de decisão:

1. Determine se as ligações individuais são polares.
2. Determine a geometria molecular.
3. Considere a direção dos dipolos das ligações.
4. Determine se esses dipolos se anulam.
5. Use a polaridade molecular global para identificar as forças intermoleculares relevantes.

07A ligação de hidrogénio é uma atração intermolecular particularmente forte

A água apresenta um comportamento invulgar quando comparada com moléculas pequenas semelhantes.

A sua massa molar é de apenas cerca de \(18.0\ \text{g mol}^{-1}\), mas a água é líquida a temperaturas ambiente comuns. Muitas moléculas de tamanho semelhante são gases.

Porquê?

As ligações O-H na água são fortemente polares. O oxigénio apresenta uma carga parcial negativa significativa, enquanto os hidrogénios ligados apresentam carga parcial positiva.

Um átomo de hidrogénio ligado ao oxigénio numa molécula de água pode ser fortemente atraído por um par de eletrões não ligantes num átomo de oxigénio de uma molécula de água vizinha.

Esta atração é chamada ligação de hidrogénio.

Nos compostos normalmente considerados ao nível do HSC, a ligação de hidrogénio ocorre quando o hidrogénio está covalentemente ligado diretamente a:

• azoto, N
• oxigénio, O
• flúor, F

A molécula próxima também deve fornecer uma região adequada, rica em eletrões, de N, O ou F.

Tenha cuidado com a terminologia. Uma ligação de hidrogénio não é a ligação covalente O-H dentro de uma molécula de água. É uma atração intermolecular que envolve moléculas diferentes.

08Como as forças intermoleculares afetam os pontos de fusão e de ebulição

Para fundir ou fazer entrar em ebulição uma substância molecular, as suas moléculas têm de adquirir energia suficiente para superar algumas das atrações que as mantêm próximas umas das outras.

Forças intermoleculares mais fortes significam, geralmente, que é necessária mais energia.

Assim, mantendo os outros fatores razoavelmente comparáveis:

\[ \text{forças intermoleculares mais fortes} \longrightarrow \text{ponto de fusão ou de ebulição mais elevado} \]

Para a ebulição, esta relação é especialmente útil porque as moléculas têm de ficar muito afastadas umas das outras na fase gasosa.

Os pontos de fusão podem ser menos previsíveis. A forma como as moléculas se organizam num cristal sólido também é importante, pelo que dois compostos semelhantes podem, por vezes, apresentar pontos de fusão que não seguem a tendência simples esperada.

Este é um bom exemplo de um modelo inicial útil que precisa de uma camada adicional de precisão.

09Forças intermoleculares mais fortes significam geralmente menor volatilidade

Um líquido volátil evapora-se facilmente.

Para que uma molécula escape de um líquido para a fase gasosa, tem de superar as atrações exercidas pelas moléculas à sua volta.

Se essas atrações forem fortes, menos moléculas terão energia suficiente para escapar a uma determinada temperatura.

Assim, forças intermoleculares mais fortes significam geralmente:

• menor volatilidade
• menor pressão de vapor à mesma temperatura
• ponto de ebulição mais elevado

Estas são três observações diferentes ligadas à mesma ideia fundamental.

Por exemplo, se o líquido A evaporar muito mais rapidamente do que o líquido B nas mesmas condições, uma primeira hipótese razoável é que A apresenta atrações intermoleculares mais fracas. Outras variáveis, incluindo a temperatura e a área de superfície exposta, teriam de ser controladas antes de se fazer uma comparação justa.

10Por que razão a maioria das substâncias moleculares não conduz eletricidade

A condução elétrica requer partículas carregadas móveis.

Uma substância molecular covalente pura é constituída principalmente por moléculas neutras. Os seus eletrões estão localizados nas ligações e nas nuvens eletrónicas, em vez de estarem livres para se deslocar através da substância, como acontece com os eletrões deslocalizados num metal.

Assim, a maioria das substâncias moleculares puras são maus condutores elétricos.

No entanto, há aqui uma armadilha importante.

“Ser constituída por moléculas” não significa “nunca poder produzir uma solução condutora”.

O cloreto de hidrogénio é molecular enquanto substância pura, mas, quando se dissolve em água, reage e produz iões:

\[ \ce{HCl(g) + H2O(l) -> H3O+(aq) + Cl-(aq)} \]

Esses iões aquosos móveis permitem que a solução conduza eletricidade.

Por isso, pergunte sempre quais são as partículas realmente presentes nas condições indicadas.

11A solubilidade depende das interações com o solvente

Os alunos aprendem frequentemente a expressão “semelhante dissolve semelhante”.

É útil, mas é uma simplificação, e não uma lei física completa.

Quando uma substância se dissolve, há três alterações gerais importantes:

1. algumas atrações entre partículas do soluto têm de ser perturbadas
2. algumas atrações entre moléculas do solvente têm de ser perturbadas
3. formam-se novas atrações entre o soluto e o solvente

A dissolução tende a ser mais favorável quando as novas interações compensam suficientemente as interações que tiveram de ser perturbadas.

É por isso que substâncias moleculares polares se dissolvem frequentemente bem em solventes polares, como a água.

Por exemplo, o metanol mistura-se facilmente com a água. A sua região polar O-H pode participar em ligações de hidrogénio com moléculas de água.

As moléculas apolares geralmente interagem menos fortemente com a água. São frequentemente mais solúveis em solventes apolares, nos quais as interações por forças de dispersão são mais compatíveis com as que já estão presentes.

Não reduza isto à ideia de que “polar dissolve sempre em polar”. O tamanho molecular também é importante. Uma molécula pode conter um grupo polar, mas ter também uma região apolar muito grande, o que pode reduzir bastante a sua solubilidade em água.

12Um método fiável para relacionar estrutura e propriedades

Quando uma questão do HSC lhe pedir para relacionar a estrutura molecular com uma propriedade observável, evite passar diretamente da fórmula para a propriedade.

Siga a sequência:

\[ \text{estrutura} \rightarrow \text{polaridade} \rightarrow \text{forças intermoleculares} \rightarrow \text{energia necessária} \rightarrow \text{propriedade} \]

Para uma comparação de pontos de ebulição, isso poderia tornar-se:

A molécula X contém uma ligação O-H e pode formar ligações de hidrogénio entre as suas moléculas. A molécula Y não consegue formar ligações de hidrogénio entre as suas próprias moléculas. X apresenta, portanto, atrações intermoleculares mais fortes, pelo que é necessária mais energia para separar as suas moléculas e levá-las à fase gasosa. Consequentemente, X tem o ponto de ebulição mais elevado.

Esta explicação é muito mais forte do que simplesmente escrever: “X apresenta ligações de hidrogénio, por isso o seu ponto de ebulição é mais elevado.”

O passo intermédio que falta é a física: é necessária mais energia para separar as moléculas.

13O equívoco mais tentador: “ligações covalentes fortes significam ponto de ebulição elevado”

Suponha que o metano, \(\ce{CH4}\), está a entrar em ebulição.

Um aluno poderia concluir que, como as ligações C-H são covalentes e as ligações covalentes são fortes, o metano deveria ter um ponto de ebulição muito elevado.

A primeira afirmação está correta. A conclusão não está.

Durante a ebulição, as moléculas de metano afastam-se:

\[ \ce{CH4(l) -> CH4(g)} \]

As ligações covalentes C-H permanecem intactas. A mudança de estado supera principalmente as atrações intermoleculares entre moléculas de metano distintas.

O metano é pequeno e apolar, pelo que as suas atrações intermoleculares são forças de dispersão de London relativamente fracas. É por isso que tem um ponto de ebulição baixo, apesar de possuir ligações covalentes fortes dentro de cada molécula.

Compare isto com o diamante. O diamante contém uma rede covalente contínua. Para desorganizar a sua estrutura, não é possível simplesmente separar moléculas discretas, porque elas não existem. Esta diferença explica por que razão as substâncias moleculares covalentes e as substâncias de rede covalente podem apresentar propriedades físicas drasticamente diferentes.

14Questões e soluções

Questão 1

O iodo, \(\ce{I2}\), é uma substância molecular apolar. Identifique a principal força intermolecular entre moléculas de iodo e explique por que razão esta força pode existir apesar de as moléculas serem apolares.

Solução 1

A principal atração intermolecular entre moléculas de \(\ce{I2}\) são as forças de dispersão de London.

Os eletrões numa molécula de iodo estão constantemente em movimento. Em qualquer instante, podem estar distribuídos de forma desigual, criando um dipolo temporário. Este dipolo temporário pode distorcer a nuvem eletrónica de uma molécula vizinha de \(\ce{I2}\) e induzir outro dipolo.

As cargas parciais temporárias de sinais opostos atraem-se.

A armadilha importante é assumir que apolar significa “sem forças intermoleculares”. Todos os átomos e moléculas apresentam forças de dispersão de London porque todos contêm eletrões em movimento.

Questão 2

O metano, \(\ce{CH4}\), e o etano, \(\ce{C2H6}\), são ambos moléculas apolares. O etano tem o ponto de ebulição mais elevado.

Explique esta diferença utilizando a estrutura molecular e as forças intermoleculares.

Solução 2

O etano tem o ponto de ebulição mais elevado porque a sua nuvem eletrónica maior produz forças de dispersão de London mais fortes.

Tanto o metano como o etano são apolares, pelo que as suas atrações intermoleculares são dominadas pelas forças de dispersão. Uma molécula de etano contém mais eletrões e possui uma nuvem eletrónica maior e mais polarizável do que uma molécula de metano.

Isto torna os dipolos temporários e induzidos geralmente mais fortes no etano.

É, portanto, necessária mais energia para separar as moléculas de etano e levá-las à fase gasosa, o que dá ao etano o ponto de ebulição mais elevado.

A armadilha é pensar que, como ambas as substâncias apresentam o mesmo tipo de força intermolecular, têm necessariamente de ter pontos de ebulição semelhantes. A intensidade dessa força pode ser diferente.

Questão 3

O dióxido de carbono, \(\ce{CO2}\), contém ligações C=O polares. A água, \(\ce{H2O}\), contém ligações O-H polares.

Explique por que razão \(\ce{CO2}\) é globalmente apolar enquanto \(\ce{H2O}\) é polar e identifique o tipo mais forte de atração intermolecular normalmente destacado para cada substância.

Solução 3

\(\ce{CO2}\) é globalmente apolar porque os seus dipolos de ligação se anulam, enquanto \(\ce{H2O}\) é polar porque os seus dipolos de ligação não se anulam.

O dióxido de carbono é linear. Os seus dois dipolos iguais das ligações C=O apontam em direções opostas, pelo que a sua soma vetorial é zero. Assim, \(\ce{CO2}\) não possui um dipolo molecular permanente, e as suas atrações intermoleculares são dominadas pelas forças de dispersão de London.

A água é angular. Os seus dois dipolos das ligações O-H apontam num determinado ângulo, em vez de apontarem diretamente em direções opostas, pelo que não se anulam. A água possui um dipolo molecular permanente.

Como o hidrogénio está ligado diretamente ao oxigénio, as moléculas de água também podem formar ligações de hidrogénio umas com as outras. Assim, a ligação de hidrogénio é a atração intermolecular normalmente destacada ao explicar as propriedades físicas da água.

A armadilha consiste em determinar a polaridade molecular apenas a partir da polaridade das ligações. A geometria molecular também tem de ser considerada.

Questão 4

Dois líquidos moleculares, P e Q, têm massas molares semelhantes.

P contém moléculas com a estrutura \(\ce{CH3CH2OH}\).

Q contém moléculas com a estrutura \(\ce{CH3OCH3}\).

Um aluno afirma:

“Ambos os compostos contêm oxigénio, por isso ambos devem formar ligações de hidrogénio igualmente fortes entre as suas próprias moléculas.”

Avalie o raciocínio do aluno e preveja qual dos líquidos deve ter o ponto de ebulição mais elevado.

Solução 4

O raciocínio do aluno está incorreto, e P, \(\ce{CH3CH2OH}\), deve ter o ponto de ebulição mais elevado.

P contém uma ligação O-H. O seu hidrogénio está ligado diretamente ao átomo de oxigénio altamente eletronegativo, permitindo que as moléculas de P formem ligações de hidrogénio umas com as outras.

Q contém um átomo de oxigénio com pares de eletrões não ligantes, mas os seus hidrogénios estão ligados ao carbono, e não diretamente ao oxigénio. Assim, Q não consegue formar o mesmo tipo de interações por ligações de hidrogénio entre as suas próprias moléculas.

Ambas as substâncias continuam a apresentar forças de dispersão de London e ambas são suficientemente polares para apresentar interações dipolo-dipolo. No entanto, P possui a interação forte adicional das ligações de hidrogénio.

É, portanto, necessária mais energia para separar as moléculas de P durante a ebulição, pelo que P tem o ponto de ebulição mais elevado.

O equívoco consiste em pensar que simplesmente conter N, O ou F faz com que uma substância pura apresente automaticamente ligações de hidrogénio. A posição dos átomos de hidrogénio é importante.

Questão 5

Um aluno recebe três substâncias:

• A é constituída por pequenas moléculas discretas apolares.
• B é constituída por moléculas discretas polares capazes de formar ligações de hidrogénio.
• C é constituída por átomos unidos por ligações covalentes numa rede tridimensional contínua.

O aluno prevê que a ordem dos pontos de ebulição deve ser:

\[ A < B < C \]

Explique por que razão o raciocínio subjacente à comparação entre A e B é sensato, mas explique também por que razão seria incorreto descrever o comportamento de C simplesmente como resultado de “forças intermoleculares mais fortes”.

Solução 5

A comparação \(A < B\) é razoável se os tamanhos moleculares forem suficientemente comparáveis, mas C deve ser explicada através da ligação numa rede covalente, e não por forças intermoleculares mais fortes.

A é constituída por pequenas moléculas apolares, pelo que as suas moléculas são mantidas juntas principalmente por forças de dispersão de London relativamente fracas.

B pode formar ligações de hidrogénio entre as suas moléculas. Estas atrações intermoleculares mais fortes exigem, geralmente, mais energia para serem superadas, pelo que B normalmente teria um ponto de ebulição mais elevado do que uma substância molecular apolar pequena e comparável.

C é fundamentalmente diferente. Não é constituída por moléculas discretas mantidas juntas por atrações intermoleculares. Em vez disso, as ligações covalentes estendem-se por toda uma rede contínua.

A armadilha consiste em tentar colocar todas as substâncias covalentes numa única escala de forças intermoleculares. As forças intermoleculares descrevem atrações entre moléculas distintas. Numa rede covalente, não existem moléculas separadas a desempenhar esse papel.

Consequentemente, desorganizar a estrutura de C exige superar ligações covalentes extensas, em vez de simplesmente separar moléculas intactas.

Questão 6

O cloreto de hidrogénio puro, \(\ce{HCl}\), é uma substância molecular covalente. Por isso, um aluno prevê:

“Uma amostra que contenha HCl não deve conduzir eletricidade porque as substâncias moleculares covalentes não contêm iões móveis.”

A previsão está correta para \(\ce{HCl}\) gasoso, mas uma solução aquosa de HCl conduz fortemente.

Explique por que razão estas observações não se contradizem.

Solução 6

Não existe contradição porque as partículas presentes mudam quando \(\ce{HCl}\) reage com a água.

O cloreto de hidrogénio gasoso é constituído principalmente por moléculas neutras de \(\ce{HCl}\). Estas não fornecem iões móveis capazes de transportar corrente elétrica.

Na água, porém, o cloreto de hidrogénio transfere um protão para a água:

\[ \ce{HCl(g) + H2O(l) -> H3O+(aq) + Cl-(aq)} \]

Assim, a solução aquosa contém iões móveis de \(\ce{H3O+}\) e \(\mathrm{Cl}^{-}\). Estas partículas carregadas podem deslocar-se pela solução e transportar corrente elétrica.

O pressuposto implícito no argumento do aluno é que uma substância tem de conter exatamente as mesmas partículas depois de ser dissolvida que continha antes. Isso nem sempre é verdade. Ao explicar a condutividade, identifique as partículas realmente presentes nas condições indicadas, em vez de se basear apenas no tipo de ligação da substância original.

15O que isto lhe permite explicar a seguir

Quando conseguir passar com confiança da geometria molecular para a polaridade, as forças intermoleculares e as propriedades observáveis, várias ideias posteriores tornam-se mais fáceis.

Pode explicar por que razão substâncias com fórmulas semelhantes podem ter pontos de ebulição muito diferentes, por que razão algumas substâncias moleculares se dissolvem facilmente em água enquanto outras não, e por que razão uma substância molecular pura pode comportar-se de forma diferente depois de reagir com um solvente.

A comparação seguinte mais útil é com estruturas iónicas e estruturas de rede covalente. Nesse caso, a questão passa de “o que mantém as moléculas juntas?” para “existem realmente moléculas separadas?” Esta decisão estrutural é muitas vezes o caminho mais rápido para explicar o ponto de fusão, a condutividade, a solubilidade e o estado físico de uma substância.