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Capítulo 11 Forças intermoleculares, líquidos e sólidos 377\n\n11.2 Forças intermoleculares\nA intensidade das forças intermoleculares em diferentes substâncias varia em uma grande faixa, mas elas são muito mais fracas que ligações iônicas e covalentes (Figura 11.2). Dessa forma, é necessário menos energia para vaporizar um líquido ou fundir um sólido do que para quebrar ligações covalentes em moléculas. A pressão é de apenas 16 kJ/mol para vencer as atrações intermoleculares entre as moléculas de HCl em HCl líquido para vaporizar. Em contraste, em água energética necessária para dissociar HCl em gases, as moléculas em per- tificam.\n\nMuitos propriedades dos líquidos, incluindo os pontos de ebulição, refletem a intensidade das forças intermoleculares. Por exemplo, uma vez que as forças entre as moléculas de HCl são fracas, HCl entra em ebulição a apre- nas -85 °C a pressão atmosférica. O líquido de atração para separar-se e formar um vapor. Quanto mais forte os laços de atração, maior é a temperatura do líquido entra em ebulição. De forma similar, é importante notar de um sólido onde a unidade que as forças intermoleculares ficam mais fortes.\n\n— Sabe-se que existem três tipos de forças intermoleculares: força íon-dipolo, de dispersão intermolecular e de dipolo-dipolo, e as três interagem com os princípios determinados. Johannes von Waals, que descreveu a diferença entre as forças de comportamento ideal.\n(Seção 10.7) O dipolo, e ele é uma um íon positivo ou íon-dipolo, é extremamente elétricas por natureza, envolvendo atrações entre espécies positivas e negativas. Todas tendem a ser até 15% menos fortes que as ligações covalentes e iônicas.\n\nForças íon-dipolo\nUma força íon-dipolo existe entre um íon e a carga parcial em certo lado de uma molécula. As moléculas polares são dipolos; elas têm um lado positivo e outro negativo. como (Seção 9.3) HCl é uma molécula polar, por exemplo, porque as eletronegatividades dos átomos de H e Cl são diferentes.\n\nOs íons positivos são atraídos pelo lado negativo de um dipolo, enquanto os negativos são atraídos pelo lado positivo, como mostrado na Figura 11.3. A magnitude da atração aumenta conforme a carga do íon ou a magnitude do dipolo aumenta. As forças íon-dipolo são especialmente importantes em soluções de substâncias iônicas em líquidos polares, como uma solução de NaCl em água. (Seção 4.1) Abordaremos essas soluções com mais detalhes na Seção 13.1. 378 Química a ciência central\n\nForças dipolo-dipolo\nMoléculas polares neutras se atraem quando o lado positivo de uma molécula está próximo do lado negativo de outra, como na Figura 11.4(a). Essas forças dipolo-dipolo são efetivas só somente quando moléculas estão muito próximas, sendo elas geralmente mais fracas que as forças ion-dipolo.\n\nEm líquidos as moléculas polares se ligam e se atraem mais forte em relação umas às outras. Como mostrado na Figura 11.4(b), elas alteram algumas vezes entre uma organização que atrai e outras em que repelem. Portanto, o efeito como todo da força liquida. Quando examinamos vários líquidos, descrevemos como moléculas de massas e tamanhos aproximadamente iguais, forças das atrações intramoleculares e interacionais são paladar. Veja o efeito mais intensas..\n\nTabela 11.2, que relacionam várias substâncias com massas moleculares térmicas, nas diferentes momentos de dipolo. Observe que o ponto de ebulição aumenta, porque momentos de dipolo atuam, as forças menores em capazes de se aproximar com a orientação correta.\n\nPara moléculas de polaridade comparáveis, frequentemente, as com menores volumes moleculares, geralmente sofrem menores forças atraentes.\n\nForças de dispersão de London\n\nNão pode haver forças dipolo-dipolo entre átomos e moléculas apolares. Entretanto, deve existir alguma tipo de interação atração entre gases apolares. Em 1930 por Fritz London, um físico germano-americano. London identificou que um átomo molecular pode tirar um dipolo instantâneo. Capítulo 11 Forças intermoleculares, líquidos e sólidos 379\n\nTabela 11.1 Pontos de ebulição dos halogéneos e gases nobres.\n\nHalógeno\n\nMassa molecular (g/mol)\nPonto de ebulição (K)\n\nGás nobre\n\nMassa molecular (g/mol)\nPonto de ebulição (K)\n\nF2\n38,0\n85,1\nHe\n4,0\n4,5\nCl2\n71,0\n239,1\nNe\n20,2\n27,3\nBr2\n159,8\n332,0\nAr\n39,9\n87,3\nI2\n253,8\n457,9\nKr\n83,8\n120,9\nXe\n131,3\n166,1\n\nA facilidade com que a distribuição de cargas em uma molécula pode ser distorcida por um campo elétrico externo é chamada polarizabilidade. Pode-se pensar na polarizabilidade de uma molécula como uma medida da \"maciez\" de sua nuvem eletrônico; quanto maior a polarizabilidade de uma molécula, mais facilmente sua nuvem eletrônica será distorcida para dar um dipolo momentâneo. Dessa forma, moléculas mais polarizáveis têm interações mais fortes devido às forças de dispersão, e forças maiores tendem a aumentar por fatores.\n\nAs formas específicas das moléculas também influenciam nas magnitudes de suas forças. Por exemplo a figura 11.5, através de um molécula (C4H10) só não pode aumentar e refleti-la, a também mesmo as diferenças especiais das duas moléculas. A atração total entre as moléculas é maior no não-pentano porque as moléculas podem entrelçar em toda sua extensão, o que é um tanto quanto clarificado. Menos contato é possível entre as moléculas mais compactas e aproximadamente esféricas como o neopentano.\n\nAs forças de dispersão ocorrem entre todos os moléculas, não importa se elas são polares ou apolares. As moléculas polares sofrem interações dipolo-dipolo, mas elas também sofrem forças do mesmo tempo. Na realidade, estima-se que as forças de dispersão só responsivos por mais de 80% da atração total entre as moléculas; as atrações dipolo-dipolo representam pelo resto. 380\nQuímica: a ciência central\n\nCOMO FAZER 11.1\nOs momentos de dipolo da acetonitrila, CH3CN, e de iodeto de metila, CH3I, são 3.9 D e 1.62 D, respectivamente.\n(a) Quais dessas substâncias teriam mais fortes atrações dipolo-dipolo entre os moléculas? (b) Qual dessas substâncias apresenta um ponto de ebulição de London? (c) Os pontos de ebulição de CH3CN e CH3I são 315.6 K e 354.6 K, respectivamente. Qual substância tem as maiores forças de atração como um todo?\n\nSolução: (a) As atrações dipolo-dipolo aumentam em magnitude à medida que o momento dipolar da molécula aumenta. Assim, as moléculas de CH3CN atraem umas às outras pelas forças dipolo-dipolo mais fortes que as moléculas de CH3I, dado que as moléculas diferem em suas massas moleculares, e mais ainda nas variações em suas atrações de dispersão. Portanto, as atrações intermoleculares das forças para CH3CN, usando CH3I como CH3CN é o maior ponto de ebulição. Abaixo, as atrações entre as substâncias CH3CN e outras forças de dispersão são determinadas para respectivas de CH3I.\n\nPRATIQUE\nEntre Br2, Ne, HCl, HBr e N2, qual é mais provável de ter (a) as forças de dispersão mais fortes; (b) as forças atrativas dipolo-dipolo mais fortes?\nRespostas: (a) Br2; (b) HCl.\n\nLigação de hidrogênio\nA figura 11.7 mostra os pontos de ebulição de compostos de hidrogênio simples dos elementos do grupo 4A e 6A. Em geral, o ponto de ebulição aumentam com aumento da massa molecular, devido ao aumento da dispersão. A notável exceção é essa tendência H2O, cujo ponto de ebulição é muito mais alto do que esperaríamos com base em sua massa molecular. Os compostos NH3 e HF também têm pontos de ebulição anormalmente altos. Na realidade, esses compostos apresentam algumas características que os distingue de outras substâncias de massa molecular e polaridade análogas. Por exemplo, a água tem pouco efeito de fusão, embora pelo aspecto de alto vaporizarão; também existem forças de atração em particular entre H2O e suas moléculas.\n\nEssas atrações intermoleculares na água resultam da ligação de hidrogênio. A ligação de hidrogênio é um tipo especial de atração intermolecular entre o átomo de hidrogênio em uma ligação polar (particularmente uma ligação H–F, H–O ou H–N) e um par de elétrons não compartilhado em um íon ou átomo pequeno e eletro-negativo que esteja próximo (geralmente um átomos de F, O ou N em outra molécula). Por exemplo, existe uma ligação de hidrogênio entre o átomo de H em uma molécula de HF e o átomo de H de uma molécula de HF adjacente, enquanto as moléculas de H2O se mantenham.\n\nFigura 11.7 Pontos de ebulição dos hidretos do grupo 4A (abaixo) e 6A (acima) em função da massa molecular.\n Capítulo 11 Forças intermoleculares, líquidos e sólidos 383\n\nUm olhar mais de perto Tendências na ligação de hidrogênio\n\nse a ligação de hidrogênio é resultado de uma interação adequada entre um átomos de ligação X—Y e um par de elétrons não compartilhados em outro átomo, a força de\nligação de hidrogênio deverá aumentar a proporção que o\nnível da ligação X—Y aumentar. Portanto, para o mesmo elemento, espera-se que a força da ligação de hidrogênio aumente\ncom o número...\n\nH = E + Y—O + H—F + H—Y\n\nIsso está de verdade. Mas qual a propriedade de Y que determina a força da ligação de hidrogênio? O átomo Y deve\napresentar um par de elétrons não compartilhados, mas deve\npossuir um nível positivo de dipolo da ligação X—Y. Esse par de elétrons deve ser muito mais disperso do que os\npadrões de ligações mais profundas, de modo que a força\nintermolecular entre esse par seja realmente atrativa entre muito mais forte. Para essa razão, a eletronegatividade do\nágua será de exemplo, o específico entre N, O ou F. Entre essas três alternativas, a ligação de hidrogênio...\n\nCOMO FAZER 11.2\n\nEm qual das seguintes substâncias é mais provável que a ligação de hidrogênio tenha papel importante na determinação das propriedades físicas: flúor (CH3F), hidrazina (H2NNH2), fluoreto de metila (CH3F) ou sulfeto de hidrogênio (H2S)?\n\nSolução Todos esses compostos contêm hidrogênio, mas a principal diferença consiste em como este está\nassociado com um átomos eletronegativos (geralmente, N ou F em uma molécula vizinha. Esses critérios eliminam CH3F, que não contém H ligado a N, O ou F. Eles também eliminam H2S, que mostra uma atom de carbono central cercado por três átomos de H e um átomO de F. O carbono sempre forma quatro ligações, enquanto o hidrogênio só firma uma ligação com a O. Como a molécula contém uma ligação C—F, e não tem ligando H, ele também é\nligado de hidrogênio. Portanto, em HNNH2, encontramos ligados N—H. Consequentemente, existem ligações de hidrogênio entre as moléculas. 384 Química: a ciência central\n\nFórmulas de força intermoleculares \n\nNÃO\n\nExistem moléculas polares envolvidas?\n\nSIM\n\nExistem íons ou moléculas interagindo\n\nSIM\n\nOs átomos de hidrogênio estão ligados a átomos de N2 ou P2?\n\nNÃO\n\nApenas forças de London (dipolos induzidos) Exemplos: Ar\",\n\nNÃO\n\nForças de dipolo-dipolo\n\nExemplos: H2S, CH3Cl.\n\nSIM\n\nLigação de hidrogênio\n\nExemplos: H2O, líquido sólido: NH3, HF\n\nFORÇAS ion-dipolo\n\nExemplos: KBr em H2O\n\nFORÇA de van der Waals\n\nFigura 11.12 Fluxograma para reconhecer os principais tipos de forças intermoleculares. As forças de dispersão de London ocorrem em todas as instâncias. A intensidade das outras forças geralmente aumenta quando se procede da esquerda para a direita.\n\nATIVIDADE\n\nForças intermoleculares\n\nCOMO FAZER 11.3\n\nColoque as substâncias BaCl2, H2O, HF e Ne em ordem crescente de pontos de ebulição.\n\nSolução\n\nAnálise: precisamos relacionar as propriedades das substâncias listadas com o ponto de ebulição.\n\nPlanejamento: o ponto de ebulição depende em parte das forças atrativas nos líquidos. Precisamos ordenar essas substâncias de acordo com as intensidades relativas das diferentes forças.\n\nResolução: as forças atrativas são mais fortes para as substâncias iônicas que para as moleculares; logo, BaCl2 deve ter o oposto de ebulição mais alto. As forças intermoleculares das substâncias restantes dependem da massa molecular e polaridade da ligação de hidrogênio. As massas moleculares são H2O (18), HF (20), e Ne (20). O ponto de ebulição de H2O deve ser o mais baixo porque ele é polar e tem menor massa molecular. HF e Ne são aproximadamente as mesmas. Entretanto, uma vez que HF pode formar ligação de hidrogênio, ele deve ter o ponto de ebulição mais alto dos três. O próximo deve ser CO, que é ligeiramente polar e tem massa molecular mais alta. Finalmente, Ne deve ocupar, deverá ter mais baixo ponto de ebulição e portante. H2 < Ne < CO < HF < BaCl2\n\nConferência: os pontos de ebulição reais são H2 (20 K), Ne (27 K), CO (63 K), HF (203 K) e BaCl2 (813 K), em condições acima suas suposições.
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Capítulo 11 Forças intermoleculares, líquidos e sólidos 377\n\n11.2 Forças intermoleculares\nA intensidade das forças intermoleculares em diferentes substâncias varia em uma grande faixa, mas elas são muito mais fracas que ligações iônicas e covalentes (Figura 11.2). Dessa forma, é necessário menos energia para vaporizar um líquido ou fundir um sólido do que para quebrar ligações covalentes em moléculas. A pressão é de apenas 16 kJ/mol para vencer as atrações intermoleculares entre as moléculas de HCl em HCl líquido para vaporizar. Em contraste, em água energética necessária para dissociar HCl em gases, as moléculas em per- tificam.\n\nMuitos propriedades dos líquidos, incluindo os pontos de ebulição, refletem a intensidade das forças intermoleculares. Por exemplo, uma vez que as forças entre as moléculas de HCl são fracas, HCl entra em ebulição a apre- nas -85 °C a pressão atmosférica. O líquido de atração para separar-se e formar um vapor. Quanto mais forte os laços de atração, maior é a temperatura do líquido entra em ebulição. De forma similar, é importante notar de um sólido onde a unidade que as forças intermoleculares ficam mais fortes.\n\n— Sabe-se que existem três tipos de forças intermoleculares: força íon-dipolo, de dispersão intermolecular e de dipolo-dipolo, e as três interagem com os princípios determinados. Johannes von Waals, que descreveu a diferença entre as forças de comportamento ideal.\n(Seção 10.7) O dipolo, e ele é uma um íon positivo ou íon-dipolo, é extremamente elétricas por natureza, envolvendo atrações entre espécies positivas e negativas. Todas tendem a ser até 15% menos fortes que as ligações covalentes e iônicas.\n\nForças íon-dipolo\nUma força íon-dipolo existe entre um íon e a carga parcial em certo lado de uma molécula. As moléculas polares são dipolos; elas têm um lado positivo e outro negativo. como (Seção 9.3) HCl é uma molécula polar, por exemplo, porque as eletronegatividades dos átomos de H e Cl são diferentes.\n\nOs íons positivos são atraídos pelo lado negativo de um dipolo, enquanto os negativos são atraídos pelo lado positivo, como mostrado na Figura 11.3. A magnitude da atração aumenta conforme a carga do íon ou a magnitude do dipolo aumenta. As forças íon-dipolo são especialmente importantes em soluções de substâncias iônicas em líquidos polares, como uma solução de NaCl em água. (Seção 4.1) Abordaremos essas soluções com mais detalhes na Seção 13.1. 378 Química a ciência central\n\nForças dipolo-dipolo\nMoléculas polares neutras se atraem quando o lado positivo de uma molécula está próximo do lado negativo de outra, como na Figura 11.4(a). Essas forças dipolo-dipolo são efetivas só somente quando moléculas estão muito próximas, sendo elas geralmente mais fracas que as forças ion-dipolo.\n\nEm líquidos as moléculas polares se ligam e se atraem mais forte em relação umas às outras. Como mostrado na Figura 11.4(b), elas alteram algumas vezes entre uma organização que atrai e outras em que repelem. Portanto, o efeito como todo da força liquida. Quando examinamos vários líquidos, descrevemos como moléculas de massas e tamanhos aproximadamente iguais, forças das atrações intramoleculares e interacionais são paladar. Veja o efeito mais intensas..\n\nTabela 11.2, que relacionam várias substâncias com massas moleculares térmicas, nas diferentes momentos de dipolo. Observe que o ponto de ebulição aumenta, porque momentos de dipolo atuam, as forças menores em capazes de se aproximar com a orientação correta.\n\nPara moléculas de polaridade comparáveis, frequentemente, as com menores volumes moleculares, geralmente sofrem menores forças atraentes.\n\nForças de dispersão de London\n\nNão pode haver forças dipolo-dipolo entre átomos e moléculas apolares. Entretanto, deve existir alguma tipo de interação atração entre gases apolares. Em 1930 por Fritz London, um físico germano-americano. London identificou que um átomo molecular pode tirar um dipolo instantâneo. Capítulo 11 Forças intermoleculares, líquidos e sólidos 379\n\nTabela 11.1 Pontos de ebulição dos halogéneos e gases nobres.\n\nHalógeno\n\nMassa molecular (g/mol)\nPonto de ebulição (K)\n\nGás nobre\n\nMassa molecular (g/mol)\nPonto de ebulição (K)\n\nF2\n38,0\n85,1\nHe\n4,0\n4,5\nCl2\n71,0\n239,1\nNe\n20,2\n27,3\nBr2\n159,8\n332,0\nAr\n39,9\n87,3\nI2\n253,8\n457,9\nKr\n83,8\n120,9\nXe\n131,3\n166,1\n\nA facilidade com que a distribuição de cargas em uma molécula pode ser distorcida por um campo elétrico externo é chamada polarizabilidade. Pode-se pensar na polarizabilidade de uma molécula como uma medida da \"maciez\" de sua nuvem eletrônico; quanto maior a polarizabilidade de uma molécula, mais facilmente sua nuvem eletrônica será distorcida para dar um dipolo momentâneo. Dessa forma, moléculas mais polarizáveis têm interações mais fortes devido às forças de dispersão, e forças maiores tendem a aumentar por fatores.\n\nAs formas específicas das moléculas também influenciam nas magnitudes de suas forças. Por exemplo a figura 11.5, através de um molécula (C4H10) só não pode aumentar e refleti-la, a também mesmo as diferenças especiais das duas moléculas. A atração total entre as moléculas é maior no não-pentano porque as moléculas podem entrelçar em toda sua extensão, o que é um tanto quanto clarificado. Menos contato é possível entre as moléculas mais compactas e aproximadamente esféricas como o neopentano.\n\nAs forças de dispersão ocorrem entre todos os moléculas, não importa se elas são polares ou apolares. As moléculas polares sofrem interações dipolo-dipolo, mas elas também sofrem forças do mesmo tempo. Na realidade, estima-se que as forças de dispersão só responsivos por mais de 80% da atração total entre as moléculas; as atrações dipolo-dipolo representam pelo resto. 380\nQuímica: a ciência central\n\nCOMO FAZER 11.1\nOs momentos de dipolo da acetonitrila, CH3CN, e de iodeto de metila, CH3I, são 3.9 D e 1.62 D, respectivamente.\n(a) Quais dessas substâncias teriam mais fortes atrações dipolo-dipolo entre os moléculas? (b) Qual dessas substâncias apresenta um ponto de ebulição de London? (c) Os pontos de ebulição de CH3CN e CH3I são 315.6 K e 354.6 K, respectivamente. Qual substância tem as maiores forças de atração como um todo?\n\nSolução: (a) As atrações dipolo-dipolo aumentam em magnitude à medida que o momento dipolar da molécula aumenta. Assim, as moléculas de CH3CN atraem umas às outras pelas forças dipolo-dipolo mais fortes que as moléculas de CH3I, dado que as moléculas diferem em suas massas moleculares, e mais ainda nas variações em suas atrações de dispersão. Portanto, as atrações intermoleculares das forças para CH3CN, usando CH3I como CH3CN é o maior ponto de ebulição. Abaixo, as atrações entre as substâncias CH3CN e outras forças de dispersão são determinadas para respectivas de CH3I.\n\nPRATIQUE\nEntre Br2, Ne, HCl, HBr e N2, qual é mais provável de ter (a) as forças de dispersão mais fortes; (b) as forças atrativas dipolo-dipolo mais fortes?\nRespostas: (a) Br2; (b) HCl.\n\nLigação de hidrogênio\nA figura 11.7 mostra os pontos de ebulição de compostos de hidrogênio simples dos elementos do grupo 4A e 6A. Em geral, o ponto de ebulição aumentam com aumento da massa molecular, devido ao aumento da dispersão. A notável exceção é essa tendência H2O, cujo ponto de ebulição é muito mais alto do que esperaríamos com base em sua massa molecular. Os compostos NH3 e HF também têm pontos de ebulição anormalmente altos. Na realidade, esses compostos apresentam algumas características que os distingue de outras substâncias de massa molecular e polaridade análogas. Por exemplo, a água tem pouco efeito de fusão, embora pelo aspecto de alto vaporizarão; também existem forças de atração em particular entre H2O e suas moléculas.\n\nEssas atrações intermoleculares na água resultam da ligação de hidrogênio. A ligação de hidrogênio é um tipo especial de atração intermolecular entre o átomo de hidrogênio em uma ligação polar (particularmente uma ligação H–F, H–O ou H–N) e um par de elétrons não compartilhado em um íon ou átomo pequeno e eletro-negativo que esteja próximo (geralmente um átomos de F, O ou N em outra molécula). Por exemplo, existe uma ligação de hidrogênio entre o átomo de H em uma molécula de HF e o átomo de H de uma molécula de HF adjacente, enquanto as moléculas de H2O se mantenham.\n\nFigura 11.7 Pontos de ebulição dos hidretos do grupo 4A (abaixo) e 6A (acima) em função da massa molecular.\n Capítulo 11 Forças intermoleculares, líquidos e sólidos 383\n\nUm olhar mais de perto Tendências na ligação de hidrogênio\n\nse a ligação de hidrogênio é resultado de uma interação adequada entre um átomos de ligação X—Y e um par de elétrons não compartilhados em outro átomo, a força de\nligação de hidrogênio deverá aumentar a proporção que o\nnível da ligação X—Y aumentar. Portanto, para o mesmo elemento, espera-se que a força da ligação de hidrogênio aumente\ncom o número...\n\nH = E + Y—O + H—F + H—Y\n\nIsso está de verdade. Mas qual a propriedade de Y que determina a força da ligação de hidrogênio? O átomo Y deve\napresentar um par de elétrons não compartilhados, mas deve\npossuir um nível positivo de dipolo da ligação X—Y. Esse par de elétrons deve ser muito mais disperso do que os\npadrões de ligações mais profundas, de modo que a força\nintermolecular entre esse par seja realmente atrativa entre muito mais forte. Para essa razão, a eletronegatividade do\nágua será de exemplo, o específico entre N, O ou F. Entre essas três alternativas, a ligação de hidrogênio...\n\nCOMO FAZER 11.2\n\nEm qual das seguintes substâncias é mais provável que a ligação de hidrogênio tenha papel importante na determinação das propriedades físicas: flúor (CH3F), hidrazina (H2NNH2), fluoreto de metila (CH3F) ou sulfeto de hidrogênio (H2S)?\n\nSolução Todos esses compostos contêm hidrogênio, mas a principal diferença consiste em como este está\nassociado com um átomos eletronegativos (geralmente, N ou F em uma molécula vizinha. Esses critérios eliminam CH3F, que não contém H ligado a N, O ou F. Eles também eliminam H2S, que mostra uma atom de carbono central cercado por três átomos de H e um átomO de F. O carbono sempre forma quatro ligações, enquanto o hidrogênio só firma uma ligação com a O. Como a molécula contém uma ligação C—F, e não tem ligando H, ele também é\nligado de hidrogênio. Portanto, em HNNH2, encontramos ligados N—H. Consequentemente, existem ligações de hidrogênio entre as moléculas. 384 Química: a ciência central\n\nFórmulas de força intermoleculares \n\nNÃO\n\nExistem moléculas polares envolvidas?\n\nSIM\n\nExistem íons ou moléculas interagindo\n\nSIM\n\nOs átomos de hidrogênio estão ligados a átomos de N2 ou P2?\n\nNÃO\n\nApenas forças de London (dipolos induzidos) Exemplos: Ar\",\n\nNÃO\n\nForças de dipolo-dipolo\n\nExemplos: H2S, CH3Cl.\n\nSIM\n\nLigação de hidrogênio\n\nExemplos: H2O, líquido sólido: NH3, HF\n\nFORÇAS ion-dipolo\n\nExemplos: KBr em H2O\n\nFORÇA de van der Waals\n\nFigura 11.12 Fluxograma para reconhecer os principais tipos de forças intermoleculares. As forças de dispersão de London ocorrem em todas as instâncias. A intensidade das outras forças geralmente aumenta quando se procede da esquerda para a direita.\n\nATIVIDADE\n\nForças intermoleculares\n\nCOMO FAZER 11.3\n\nColoque as substâncias BaCl2, H2O, HF e Ne em ordem crescente de pontos de ebulição.\n\nSolução\n\nAnálise: precisamos relacionar as propriedades das substâncias listadas com o ponto de ebulição.\n\nPlanejamento: o ponto de ebulição depende em parte das forças atrativas nos líquidos. Precisamos ordenar essas substâncias de acordo com as intensidades relativas das diferentes forças.\n\nResolução: as forças atrativas são mais fortes para as substâncias iônicas que para as moleculares; logo, BaCl2 deve ter o oposto de ebulição mais alto. As forças intermoleculares das substâncias restantes dependem da massa molecular e polaridade da ligação de hidrogênio. As massas moleculares são H2O (18), HF (20), e Ne (20). O ponto de ebulição de H2O deve ser o mais baixo porque ele é polar e tem menor massa molecular. HF e Ne são aproximadamente as mesmas. Entretanto, uma vez que HF pode formar ligação de hidrogênio, ele deve ter o ponto de ebulição mais alto dos três. O próximo deve ser CO, que é ligeiramente polar e tem massa molecular mais alta. Finalmente, Ne deve ocupar, deverá ter mais baixo ponto de ebulição e portante. H2 < Ne < CO < HF < BaCl2\n\nConferência: os pontos de ebulição reais são H2 (20 K), Ne (27 K), CO (63 K), HF (203 K) e BaCl2 (813 K), em condições acima suas suposições.