Forças intermoleculares vs. intramoleculares na Química HSC
Aprenda a distinguir forças dentro das moléculas de forças entre moléculas, a comparar as suas intensidades e a usá-las para explicar pontos de ebulição e mudanças físicas.
Aqueça água líquida até ferver. As moléculas de água afastam-se umas das outras e passam ao estado gasoso, mas cada partícula continua a ser \(\ce{H2O}\). O átomo de oxigénio não se separou subitamente dos seus dois átomos de hidrogénio.
Então, o que é que realmente se rompe quando a água ferve?
Uma previsão tentadora é que as ligações O-H se rompem porque as moléculas se estão a separar. Isso não acontece. A ebulição supera as atrações entre as moléculas de água. As ligações covalentes, muito mais fortes, dentro de cada molécula de água permanecem intactas.
É precisamente esta diferença que distingue as forças intermoleculares das intramoleculares.
01Comece por distinguir duas funções diferentes
Imagine uma molécula como um casal de mãos dadas num concerto cheio de gente.
Dar as mãos representa as ligações que mantêm os átomos unidos como uma única molécula. Os empurrões e atrações mais fracos entre casais diferentes representam as forças entre moléculas vizinhas. Se a multidão se dispersar, os casais podem afastar-se uns dos outros sem se separarem.
É aproximadamente isso que acontece quando um líquido molecular entra em ebulição.
A analogia tem limitações. As moléculas não escolhem parceiros, e as atrações reais são interações elétricas entre partículas carregadas. Além disso, uma molécula pode atrair vários vizinhos ao mesmo tempo. Ainda assim, a distinção é útil:
- Forças intramoleculares atuam dentro de uma partícula e mantêm os seus átomos unidos.
- Forças intermoleculares atuam entre moléculas separadas.
Os prefixos ajudam. Intra significa dentro. Inter significa entre.
Numa substância molecular como a água, o metano ou o etanol, as principais forças intramoleculares são ligações covalentes.
Por exemplo, dentro de uma molécula de água:
\[ \ce{H-O-H} \]
as duas ligações covalentes O-H são intramoleculares.
Entre uma molécula de água e outra existem atrações intermoleculares.
Esta distinção é importante porque os dois tipos de força desempenham funções completamente diferentes.
| Tipo de força | Onde atua | Função principal | Exemplo |
|---|---|---|---|
| Intramolecular | Dentro de uma partícula | Mantém os átomos unidos | Ligação covalente O-H em \(\ce{H2O}\) |
| Intermolecular | Entre moléculas | Atrai moléculas separadas | Ligação de hidrogénio entre moléculas de água |
02Mudança física ou mudança química?
Isto fornece uma regra de decisão útil.
Se as moléculas se separam mas continuam a ser as mesmas moléculas, estão a ser superadas forças intermoleculares.
Se os átomos são reorganizados para formar substâncias diferentes, é necessário romper ligações intramoleculares e formar novas ligações.
Quando a água ferve:
\[ \ce{H2O(l) -> H2O(g)} \]
As partículas são \(\ce{H2O}\) antes e depois. Trata-se de uma mudança física.
Quando a água é decomposta quimicamente:
\[ \ce{2H2O -> 2H2 + O2} \]
É necessário romper ligações covalentes O-H, e formam-se novas ligações H-H e O=O. Trata-se de uma mudança química.
É por isso que ferver água não produz hidrogénio e oxigénio gasosos.
03Porque é que as ligações intramoleculares são geralmente muito mais fortes
As ligações covalentes envolvem uma forte atração eletrostática entre núcleos com carga positiva e eletrões partilhados. Romper uma destas ligações exige geralmente centenas de quilojoules por mole de ligações.
As atrações intermoleculares são, em geral, muito mais fracas. Uma atração intermolecular individual pode envolver apenas alguns quilojoules por mole ou algumas dezenas de quilojoules por mole.
Para comparar, romper uma ligação covalente O-H requer aproximadamente centenas de quilojoules por mole, enquanto separar moléculas de água durante a vaporização requer muito menos energia por mole de água.
Não transforme isto na regra:
as forças intramoleculares são sempre exatamente dez vezes mais fortes do que as forças intermoleculares.
Não existe uma razão fixa entre elas.
A comparação útil é:
As ligações químicas intramoleculares são geralmente muito mais fortes do que as atrações intermoleculares individuais.
É por isso que aquecer uma substância pode fazê-la fundir ou ferver sem destruir as suas moléculas.
04As três forças intermoleculares que precisa de reconhecer
Para substâncias moleculares neutras, três forças intermoleculares são especialmente importantes em Química HSC:
- forças de dispersão de London
- forças dipolo-dipolo
- ligações de hidrogénio
Uma molécula pode estar sujeita a mais do que uma destas forças ao mesmo tempo.
Forças de dispersão de London
Imagine os eletrões numa molécula apolar. Estão constantemente em movimento.
Num determinado instante, pode acontecer existir uma densidade eletrónica ligeiramente maior de um lado da molécula. Nesse instante, um dos lados torna-se ligeiramente negativo e o outro ligeiramente positivo.
Isto cria um dipolo temporário.
Esse dipolo temporário pode distorcer a nuvem eletrónica de uma molécula próxima, criando outro dipolo temporário. As cargas parciais opostas atraem-se então.
Estas atrações chamam-se forças de dispersão de London.
A regra fundamental é:
Todos os átomos e moléculas estão sujeitos a forças de dispersão de London.
Isso inclui moléculas polares.
Um erro comum é escrever: “A água tem ligações de hidrogénio, por isso não tem forças de dispersão.” A água tem ambas.
As forças de dispersão tornam-se geralmente mais fortes quando uma partícula tem:
- mais eletrões
- uma nuvem eletrónica maior e mais facilmente deformável
- maior polarizabilidade
- maior área de superfície disponível para contacto próximo com moléculas vizinhas
É por isso que moléculas apolares grandes podem apresentar atrações intermoleculares surpreendentemente fortes.
Forças dipolo-dipolo
Algumas moléculas apresentam uma distribuição permanente e desigual de carga.
Considere o cloreto de hidrogénio, \(\ce{HCl}\). O cloro atrai os eletrões da ligação com mais força do que o hidrogénio. A extremidade do cloro fica parcialmente negativa, representada por \(\delta-\), enquanto a extremidade do hidrogénio fica parcialmente positiva, representada por \(\delta+\).
As moléculas vizinhas podem, portanto, orientar-se de modo que as cargas parciais opostas se atraiam.
Essa atração é uma força dipolo-dipolo.
Para existirem forças dipolo-dipolo, a molécula tem de possuir um dipolo molecular permanente. Ter apenas ligações polares nem sempre é suficiente.
Por exemplo, \(\ce{CO2}\) contém ligações C=O polares, mas a sua forma linear faz com que os dipolos das ligações se anulem. No conjunto, a molécula é apolar.
Assim, \(\ce{CO2}\) tem forças de dispersão de London, mas não tem atrações dipolo-dipolo permanentes.
Ligações de hidrogénio
As ligações de hidrogénio são um tipo particularmente forte de atração dipolo-dipolo.
Nos casos habituais de HSC, procure um hidrogénio diretamente ligado covalentemente a:
- azoto
- oxigénio
- flúor
Um átomo de hidrogénio ligado a um destes átomos muito eletronegativos torna-se fortemente \(\delta+\). Pode então atrair um par de eletrões não ligantes de N, O ou F numa molécula vizinha.
A água é o exemplo clássico.
Dentro de uma molécula de água, a ligação O-H é covalente e intramolecular.
Entre moléculas de água vizinhas, a atração que envolve um átomo de H de uma molécula e o átomo de O de outra é uma ligação de hidrogénio e é intermolecular.
Esta formulação é importante. Dizer “a ligação de hidrogénio dentro da água” geralmente confunde duas coisas diferentes.
05Uma forma rápida de identificar as forças intermoleculares
Quando lhe é apresentada uma substância molecular, analise estas perguntas pela ordem indicada.
Primeiro: existem moléculas separadas?
Se a substância for uma rede iónica ou uma rede metálica, não é apropriado descrever o sólido usando forças intermoleculares. Não existem moléculas separadas na rede.
Segundo: que força intermolecular está garantidamente presente?
Forças de dispersão de London. Todas as moléculas as têm.
Terceiro: a molécula é polar no seu conjunto?
Se sim, acrescente atrações dipolo-dipolo permanentes.
Quarto: o H está diretamente ligado a N, O ou F?
Se sim, as moléculas podem geralmente formar ligações de hidrogénio com átomos vizinhos adequados de N, O ou F.
Isto dá-nos uma tabela de decisão compacta:
| Característica molecular | Forças intermoleculares presentes |
|---|---|
| Qualquer molécula | Dispersão de London |
| Molécula polar | Dispersão de London + dipolo-dipolo |
| H ligado a N, O ou F | Dispersão de London + dipolo-dipolo + ligações de hidrogénio |
A tabela é útil, mas oculta uma complicação importante: simplesmente identificar a força não é suficiente para prever todos os pontos de ebulição.
O tamanho e a forma também são importantes.
Exemplo resolvido: Que forças atuam no metanol?
Para o metanol, \(\ce{CH3OH}\), identifique as forças intramoleculares e intermoleculares importantes. Indique o que é superado quando o metanol ferve.
Passo 1
As ligações C-H, C-O e O-H dentro de uma molécula de metanol são ligações covalentes. Estas são intramoleculares.
Passo 2
Todas as moléculas de metanol estão sujeitas a forças de dispersão de London.
Passo 3
As ligações C-O e O-H são fortemente polares, e os seus dipolos não se anulam. O metanol é, portanto, polar.
Apresenta atrações dipolo-dipolo.
Passo 4
O metanol contém uma ligação O-H. O hidrogénio ligado ao oxigénio pode interagir fortemente com os pares de eletrões não ligantes dos átomos de oxigénio de moléculas de metanol vizinhas.
O metanol forma, portanto, ligações de hidrogénio.
Passo 5
Quando o metanol ferve, as moléculas separam-se umas das outras. As forças intermoleculares são superadas, mas as ligações covalentes C-H, C-O e O-H permanecem intactas.
Assim, o metanol tem ligações covalentes intramoleculares e forças intermoleculares de dispersão de London, dipolo-dipolo e ligações de hidrogénio.
O facto de existirem várias forças intermoleculares não significa que seja necessário “romper” três camadas separadas, uma de cada vez. São diferentes contribuições para a atração global entre moléculas.
06Comparar as intensidades das forças intermoleculares
Pode encontrar a ordem aproximada:
\[ \text{ligações de hidrogénio} > \text{dipolo-dipolo} > \text{dispersão de London} \]
Isto só é útil quando se comparam moléculas de tamanho semelhante.
Não é uma hierarquia universal que permita ignorar todos os outros fatores.
Suponha que um aluno compara uma molécula polar muito pequena com uma molécula apolar muito grande e diz: “A polar tem de ter o ponto de ebulição mais elevado porque as forças dipolo-dipolo são mais fortes do que as forças de dispersão.”
Essa previsão parece razoável porque muitas vezes ensinamos as forças intermoleculares através de uma hierarquia simples.
A ideia que falta é que as forças de dispersão de London não têm uma intensidade fixa. Tornam-se muito mais fortes à medida que a nuvem eletrónica se torna maior e mais polarizável.
Uma molécula apolar grande pode, portanto, apresentar uma atração intermolecular total mais forte do que uma molécula polar pequena.
O melhor processo de decisão é:
- Identificar todos os tipos de força intermolecular presentes.
- Comparar o tamanho molecular e o número de eletrões.
- Comparar a forma e a área de superfície.
- Só depois decidir qual das substâncias deverá ter uma atração intermolecular global mais forte.
07Porque é que forças intermoleculares mais fortes afetam o ponto de ebulição
Um líquido entra em ebulição quando as suas moléculas conseguem escapar para a fase gasosa em todo o líquido.
Para isso acontecer, as moléculas têm de superar uma parte suficiente das atrações que as mantêm próximas das moléculas vizinhas.
Assim, em condições comparáveis:
forças intermoleculares mais fortes geralmente originam um ponto de ebulição mais elevado.
Repare no que não aparece nesta afirmação: ligações covalentes mais fortes dentro das moléculas.
As ligações C-H num hidrocarboneto não são rompidas quando o hidrocarboneto ferve. A sua força, portanto, não é a razão direta para o respetivo ponto de ebulição.
Este é um dos erros mais comuns sobre forças intermoleculares.
Exemplo resolvido: Etanol ou éter dimetílico?
O etanol, \(\ce{CH3CH2OH}\), e o éter dimetílico, \(\ce{CH3OCH3}\), têm a mesma fórmula molecular, \(\ce{C2H6O}\). Preveja qual tem o ponto de ebulição mais elevado e explique porquê.
Passo 1
As duas moléculas têm a mesma fórmula molecular e, portanto, o mesmo número e os mesmos tipos de átomos. As suas massas molares são essencialmente idênticas.
Isto torna a comparação útil porque o tamanho molecular não é a principal diferença.
Passo 2
O éter dimetílico apresenta forças de dispersão de London.
As suas ligações C-O são polares, e a molécula tem um dipolo permanente, pelo que também apresenta atrações dipolo-dipolo.
No entanto, nenhum dos seus átomos de hidrogénio está diretamente ligado ao oxigénio. Não pode formar ligações de hidrogénio com outras moléculas de éter dimetílico no sentido habitual de dador-aceitador.
Passo 3
O etanol também apresenta forças de dispersão de London e forças dipolo-dipolo.
O seu grupo O-H permite que moléculas vizinhas de etanol formem ligações de hidrogénio.
Passo 4
Como os tamanhos moleculares são semelhantes, as ligações de hidrogénio adicionais no etanol constituem uma diferença importante.
O etanol apresenta, portanto, uma atração intermolecular global mais forte e um ponto de ebulição mais elevado.
Passo 5
É necessária mais energia para separar as moléculas de etanol e fazê-las passar para a fase gasosa. A diferença não resulta de as ligações covalentes do etanol serem rompidas durante a ebulição.
08A forma molecular também pode ser importante
Duas moléculas com massas moleculares semelhantes podem, ainda assim, apresentar forças de dispersão diferentes porque as suas formas afetam a proximidade com que conseguem aproximar-se umas das outras.
Moléculas longas e relativamente lineares conseguem muitas vezes estabelecer uma área maior de contacto com moléculas vizinhas do que moléculas compactas e muito ramificadas.
Um maior contacto pode significar atrações de dispersão mais fortes.
Isto torna-se especialmente importante ao comparar hidrocarbonetos. Se dois hidrocarbonetos contiverem números semelhantes de eletrões, a molécula menos ramificada apresenta frequentemente o ponto de ebulição mais elevado porque a sua forma permite maior contacto intermolecular.
Mais uma vez, trata-se de um efeito intermolecular. As ligações covalentes dentro das moléculas não estão a ser comparadas.
09O equívoco mais tentador: “as ligações de hidrogénio são sempre as mais fortes”
As ligações de hidrogénio são fortes enquanto atrações intermoleculares entre pequenas moléculas neutras. Isso não significa que qualquer substância que forme ligações de hidrogénio tenha necessariamente um ponto de ebulição mais elevado do que qualquer substância sem ligações de hidrogénio.
Considere um hidrocarboneto grande. Pode conter muito mais eletrões do que um álcool pequeno, o que lhe confere uma nuvem eletrónica altamente polarizável e forças de dispersão significativas.
Por isso, este raciocínio não é seguro:
A substância A forma ligações de hidrogénio. A substância B só tem forças de dispersão. Portanto, A tem de ter o ponto de ebulição mais elevado.
É necessário perguntar qual é o tamanho das partículas.
Por exemplo, o butan-1-ol pode formar ligações de hidrogénio, enquanto o octano é apolar e não pode. No entanto, o octano tem um ponto de ebulição de cerca de \(126^\circ\text{C}\), ligeiramente superior ao do butan-1-ol, que é de cerca de \(118^\circ\text{C}\).
Não existe qualquer contradição.
O octano é consideravelmente maior, tem mais eletrões e possui uma nuvem eletrónica mais polarizável. As suas muitas interações de dispersão somam-se, originando uma forte atração intermolecular global.
A hierarquia simples não estava errada. Estava incompleta.
10Não chame ligação de hidrogénio a qualquer atração forte
Outro erro comum é ver hidrogénio em qualquer parte de uma molécula e concluir que existem ligações de hidrogénio.
O metano, \(\ce{CH4}\), contém quatro ligações C-H, mas não forma o tipo de ligação de hidrogénio considerado aqui.
Porquê?
O hidrogénio tem de estar diretamente ligado a um átomo de N, O ou F altamente eletronegativo para que a ligação se torne suficientemente polar.
Assim:
- \(\ce{H2O}\): sim
- \(\ce{NH3}\): sim
- \(\ce{HF}\): sim
- \(\ce{CH3OH}\): sim
- \(\ce{CH4}\): não
- \(\ce{CH3CH3}\): não
Não confunda a presença de átomos de hidrogénio com a existência de ligações de hidrogénio.
11Intramolecular nem sempre significa “dentro de uma molécula”
O nome pode criar uma dificuldade conceptual na química.
Nas substâncias moleculares, as forças intramoleculares são as ligações dentro das moléculas individuais. Essa é a principal comparação nesta página.
Mas as substâncias iónicas e metálicas não são constituídas por moléculas separadas.
O cloreto de sódio sólido, por exemplo, contém uma rede gigante de iões \(\mathrm{Na}^{+}\) e \(\mathrm{Cl}^{-}\). Seria enganador descrever as atrações iónicas no sólido como “forças intermoleculares”, porque não existem moléculas de \(\ce{NaCl}\) dispostas umas ao lado das outras.
Da mesma forma, um metal consiste numa rede metálica e não em moléculas metálicas separadas.
Por isso, antes de falar em forças intermoleculares, verifique se a substância realmente contém moléculas.
12Perguntas e soluções
Pergunta 1
Uma amostra de amoníaco líquido, \(\ce{NH3}\), é aquecida até entrar em ebulição.
Identifique a principal força intramolecular em cada molécula de amoníaco, identifique as forças intermoleculares entre moléculas de amoníaco e indique que tipo de força é superado durante a ebulição.
Solução 1
A ebulição supera as forças intermoleculares entre moléculas de amoníaco, enquanto as ligações covalentes N-H dentro de cada molécula de \(\ce{NH3}\) permanecem intactas.
As ligações N-H são ligações covalentes intramoleculares. Mantêm cada átomo de azoto ligado aos seus três átomos de hidrogénio.
Todas as moléculas de amoníaco estão sujeitas a forças de dispersão de London.
O amoníaco também é polar, pelo que apresenta atração dipolo-dipolo. Os seus átomos de hidrogénio estão diretamente ligados ao azoto, permitindo a formação de ligações de hidrogénio entre moléculas de amoníaco vizinhas.
Portanto, as forças intermoleculares são dispersão de London, dipolo-dipolo e ligações de hidrogénio.
Durante a ebulição, uma quantidade suficiente destas atrações intermoleculares é superada para que as moléculas de amoníaco entrem na fase gasosa:
\[ \ce{NH3(l) -> NH3(g)} \]
A fórmula química permanece inalterada, mostrando que as ligações covalentes N-H não foram rompidas.
Pergunta 2
Duas substâncias moleculares contêm um número semelhante de eletrões.
A substância A é apolar. A substância B é polar, mas não possui átomos de H ligados a N, O ou F.
Que forças intermoleculares atuam em cada substância e qual das substâncias seria, em geral, de esperar que apresentasse a atração intermolecular mais forte se as suas formas também fossem semelhantes?
Solução 2
Em geral, seria de esperar que a substância B apresentasse uma atração intermolecular mais forte porque está sujeita tanto a forças de dispersão de London como a forças dipolo-dipolo, enquanto a substância A está sujeita apenas a forças de dispersão de London.
Todas as moléculas estão sujeitas a forças de dispersão de London, pelo que tanto A como B as apresentam.
Como B é polar, também apresenta atrações dipolo-dipolo permanentes.
Nenhuma das substâncias foi descrita como capaz de formar ligações de hidrogénio.
A comparação é razoável porque a pergunta controla duas variáveis importantes: as moléculas têm números semelhantes de eletrões e formas semelhantes. As suas forças de dispersão deverão, portanto, ser aproximadamente comparáveis, deixando a atração dipolo-dipolo permanente de B como uma contribuição adicional importante.
A armadilha seria afirmar que a substância A “não tem forças intermoleculares” por ser apolar. As moléculas apolares também estão sujeitas a forças de dispersão de London.
Pergunta 3
O etano, \(\ce{C2H6}\), e o metanol, \(\ce{CH3OH}\), contêm ambos ligações covalentes.
Um aluno afirma: “O metanol tem um ponto de ebulição mais elevado porque a sua ligação covalente O-H é mais forte do que as ligações C-H do etano.”
Explique o que está errado no raciocínio do aluno.
Solução 3
A explicação do aluno utiliza o tipo de força errado. O ponto de ebulição depende principalmente das atrações intermoleculares, e não da força das ligações covalentes que permanecem dentro de cada molécula.
As moléculas de metanol estão sujeitas a forças de dispersão de London, atração dipolo-dipolo permanente e ligações de hidrogénio.
O etano é apolar, pelo que as suas moléculas se atraem principalmente através de forças de dispersão de London.
Durante a ebulição, nem as ligações covalentes O-H do metanol nem as ligações covalentes C-H do etano precisam de ser rompidas. As moléculas separam-se das moléculas vizinhas, mas permanecem quimicamente intactas.
O ponto de ebulição mais elevado do metanol é, portanto, explicado pela sua atração intermolecular mais forte, particularmente pelas ligações de hidrogénio, e não pela alegação de que a sua ligação intramolecular O-H tem de ser rompida.
O equívoco é compreensível porque “ligações mais fortes” parece significar que uma substância deveria ser “mais difícil de ferver”. A pergunta que falta é: que ligações ou forças é que a ebulição realmente supera?
Pergunta 4
O cloreto de hidrogénio, \(\ce{HCl}\), é polar. O cloro, \(\ce{Cl2}\), é apolar.
Um aluno prevê, portanto, que \(\ce{HCl}\) tem de ter o ponto de ebulição mais elevado porque as atrações dipolo-dipolo são mais fortes do que as forças de dispersão de London.
Na realidade, o cloro tem o ponto de ebulição mais elevado. Explique por que razão esta observação não contradiz a teoria das forças intermoleculares.
Solução 4
A observação não contradiz a teoria porque a intensidade das forças de dispersão de London depende fortemente do tamanho e da polarizabilidade da nuvem eletrónica.
\(\ce{HCl}\) é polar. As suas moléculas estão, portanto, sujeitas tanto a forças de dispersão de London como a atrações dipolo-dipolo permanentes.
\(\ce{Cl2}\) é apolar, pelo que não apresenta atração dipolo-dipolo permanente. No entanto, apresenta forças de dispersão de London.
A suposição implícita do aluno é que todas as forças de dispersão de London têm a mesma intensidade. Não têm.
Uma molécula de \(\ce{Cl2}\) possui uma nuvem eletrónica maior e mais polarizável do que uma molécula de \(\ce{HCl}\). As flutuações temporárias na distribuição dos seus eletrões podem, portanto, produzir dipolos instantâneos mais fortes.
A atração de dispersão resultante no cloro é suficientemente forte para que a sua atração intermolecular global produza um ponto de ebulição mais elevado.
A ordem simplificada
\[ \text{ligações de hidrogénio} > \text{dipolo-dipolo} > \text{dispersão} \]
é mais útil quando as moléculas são, nos restantes aspetos, razoavelmente semelhantes. Não pode substituir uma comparação do tamanho molecular e da polarizabilidade.
Pergunta 5
Dois líquidos apresentam as seguintes propriedades:
| Líquido | Estrutura | Ponto de ebulição |
|---|---|---|
| P | \(\ce{CH3(CH2)3OH}\) | cerca de \(118^\circ\text{C}\) |
| Q | \(\ce{CH3(CH2)6CH3}\) | cerca de \(126^\circ\text{C}\) |
O líquido P pode formar ligações de hidrogénio. O líquido Q é apolar.
Um aluno argumenta que os dados têm de estar errados porque um líquido que forma ligações de hidrogénio não pode ter um ponto de ebulição inferior ao de um líquido apolar.
Avalie a afirmação do aluno.
Solução 5
A afirmação do aluno está incorreta. Uma molécula apolar maior pode apresentar uma atração intermolecular global mais forte do que uma molécula menor que forme ligações de hidrogénio, porque as forças de dispersão de London aumentam com o tamanho molecular e a polarizabilidade.
O líquido P, butan-1-ol, apresenta interações de dispersão de London, dipolo-dipolo e ligações de hidrogénio.
O líquido Q, octano, é apolar e, portanto, depende de forças de dispersão de London.
Se as moléculas tivessem tamanhos semelhantes, as ligações de hidrogénio de P seriam uma forte razão para esperar uma maior atração intermolecular. Mas não têm tamanhos semelhantes.
O octano contém substancialmente mais eletrões e possui uma nuvem eletrónica maior. A sua distribuição eletrónica é, portanto, mais polarizável, produzindo dipolos temporários mais fortes e atrações de dispersão mais fortes.
A sua longa estrutura hidrocarbonada também permite um contacto considerável com moléculas vizinhas.
O resultado é que a atração intermolecular total do octano pode superar a das moléculas menores de butan-1-ol, conferindo ao octano o ponto de ebulição ligeiramente mais elevado.
A lição mais profunda é que identificar o “tipo mais forte” de força intermolecular presente não é suficiente. É necessário comparar todos os contributos importantes para a atração.
Pergunta 6
Um recipiente selado contém uma substância molecular que é aquecida.
À temperatura \(T_1\), a substância passa do estado sólido para o líquido. A uma temperatura mais elevada, \(T_2\), passa ao estado gasoso. A uma temperatura ainda mais elevada, \(T_3\), uma análise química deteta novas substâncias com fórmulas moleculares diferentes.
Para cada temperatura, indique se foi necessário romper ligações intramoleculares e explique o seu raciocínio.
Solução 6
Não é necessário romper ligações intramoleculares em \(T_1\) ou \(T_2\), mas em \(T_3\) tem de ocorrer rutura e formação de ligações químicas, porque estão presentes novas substâncias.
Em \(T_1\), a fusão altera a organização e o movimento das moléculas existentes. As partículas permanecem a mesma espécie química, pelo que a mudança pode ocorrer através da superação parcial das atrações intermoleculares.
Em \(T_2\), a ebulição separa muito mais as moléculas. É superada uma maior parte da atração intermolecular, mas as moléculas podem continuar quimicamente intactas.
Em \(T_3\), as evidências mudam. Foram detetadas novas fórmulas moleculares.
Uma mudança na identidade molecular exige que os átomos sejam reorganizados. Para isso, é necessário romper ligações químicas intramoleculares e formar novas ligações.
A distinção importante não é simplesmente o facto de \(T_3\) ser uma temperatura “mais alta”. A evidência fundamental é que as próprias partículas mudaram de identidade química.
Quando conseguir distinguir ligações intramoleculares de atrações intermoleculares, os pontos de ebulição, os pontos de fusão, a volatilidade, a viscosidade e muitos padrões de solubilidade tornam-se muito mais fáceis de explicar. O passo útil seguinte é relacionar a polaridade molecular e as forças intermoleculares com a razão pela qual algumas substâncias se dissolvem num solvente mas não noutro.