Química dos ensinos fundamental e médio · Grades 1–12

30Eletronegatividade, polaridade e forças intermoleculares

Uma lagartixa sobe pelo vidro de uma janela e fica pendurada nele por um único dedo, sem cola nem ventosa. Uma molécula de água, $\ce{H2O}$ , é mais leve que uma molécula de sulfeto de hidrogênio, $\ce{H2S}$ , mas a água ferve a $100\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , enquanto o sulfeto de hidrogênio é um gás até $-60\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . As duas histórias falam da mesma coisa: as forças que prendem as moléculas umas às outras, e a outras coisas. Elas são muito mais fracas que as ligações covalentes dentro de uma molécula, mas decidem se uma substância é um gás, um líquido ou um sólido à temperatura ambiente, e se uma lagartixa cai.

O que você já sabe

Uma ligação covalente é um par de elétrons compartilhado por dois átomos; as estruturas de Lewis mostram os pares ligantes e os pares não ligantes, e os pares em volta de um átomo central decidem a geometria de uma molécula (Capítulo 24). Os íons têm carga; num sólido iônico, os íons positivos e negativos se atraem (Capítulo 17).

Uma lagartixa num vidro: as almofadinhas dos seus dedos se prendem por forças entre moléculas.

30.1 A eletronegatividade

Definição 30.1 (Eletronegatividade)

A eletronegatividade de um elemento mede com que intensidade os seus átomos, numa molécula, atraem os elétrons das ligações que compartilham. É um número sem unidade; na escala usual, ele vai de cerca de 0.8 a cerca de 4.

Eletronegatividades dos vinte primeiros elementos (escala de Pauling; nenhum valor é dado para o hélio, o neônio e o argônio, que aqui não formam ligações). Em destaque: os quatro mais eletronegativos.

Proposição 30.2 (Tendências na tabela)

A eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita ao longo de um período e diminui de cima para baixo num grupo. O flúor (3.98) é o elemento mais eletronegativo; os metais alcalinos são os menos eletronegativos (lítio 0.98, potássio 0.82).

Demonstração. Leitura da tabela: ao longo do período 2, $0.98 < 1.57 < 2.04 < 2.55 < 3.04 < 3.44 < 3.98$ ; descendo o grupo 17, o flúor, $3.98$ , está acima do cloro, $3.16$ ; descendo o grupo 1, $2.20$ , $0.98$ , $0.93$ , $0.82$ . (Por que é assim é explicado no volume do primeiro ano da universidade.) ∎

História — A escala de Pauling, 1932

O químico Linus Pauling construiu a primeira escala de eletronegatividade em 1932, a partir das energias das ligações entre átomos diferentes. Ele deu ao flúor o maior valor, e a escala usada neste capítulo ainda leva o seu nome.

30.2 Ligações polares e moléculas polares

Definição 30.3 (Ligação polar, carga parcial)

Uma ligação covalente entre dois átomos de eletronegatividades diferentes é uma ligação polar: o par compartilhado fica mais perto do átomo mais eletronegativo. Esse átomo tem uma pequena carga parcial negativa, representada por $\delta^-$ , e o outro átomo uma carga parcial positiva igual, $\delta^+$ .

Proposição 30.4 (Quando uma ligação é polar?)

Uma ligação entre dois átomos idênticos não é polar. Entre átomos diferentes, quanto maior a diferença de eletronegatividades, mais polar é a ligação; como regra prática, uma diferença abaixo de cerca de 0.4 (como em $\ce{C-H}$ , $2.55 - 2.20 = 0.35$ ) é tratada como apolar. Quando a diferença é muito grande (como entre Na e Cl, $3.16 - 0.93 = 2.23$ ), os elétrons não são compartilhados, mas transferidos: o composto é iônico.

Demonstração. Admitido: isso decorre da definição de eletronegatividade, sendo os limiares convenções. ∎

Definição 30.5 (Moléculas polares e apolares)

Uma molécula é uma molécula polar se o centro das suas cargas parciais positivas e o centro das suas cargas parciais negativas não coincidem; se eles coincidem, ela é uma molécula apolar.

Método 30.6 (Uma molécula é polar?)

Desenhe a estrutura de Lewis e encontre a geometria da molécula.
Marque as ligações polares com $\delta^+$ e $\delta^-$ .
Se não houver ligação polar, a molécula é apolar. Caso contrário, olhe a geometria: se as ligações polares estiverem dispostas simetricamente em volta do centro, os seus efeitos se anulam e a molécula é apolar; se não, ela é polar.

Na água, a geometria angular coloca o centro das cargas parciais positivas (entre os átomos de hidrogênio) abaixo do átomo de oxigênio: a molécula é polar. No dióxido de carbono, as duas ligações polares puxam em sentidos opostos (setas) e se anulam: os centros de carga coincidem no átomo de carbono.

Exemplo 30.7 (Quatro moléculas)

O cloreto de hidrogênio $\ce{HCl}$ tem uma ligação polar e é polar, com o cloro $\delta^-$ . A amônia $\ce{NH3}$ , uma pirâmide de três ligações polares $\ce{N-H}$ , é polar, com o nitrogênio $\delta^-$ . O metano $\ce{CH4}$ só tem ligações $\ce{C-H}$ quase apolares: ele é apolar. O tetraclorometano $\ce{CCl4}$ tem quatro ligações polares $\ce{C-Cl}$ , mas nos vértices de um tetraedro regular: os seus efeitos se anulam e a molécula é apolar.

30.3 As interações de van der Waals

Definição 30.8 (Interação de van der Waals)

Uma interação de van der Waals é uma atração fraca entre moléculas vizinhas, que existe entre todas as moléculas, polares ou não: os elétrons de cada molécula estão sempre em movimento, e as cargas desiguais momentâneas de uma molécula atraem as das suas vizinhas. Entre moléculas polares, as cargas parciais permanentes acrescentam uma atração a mais.

Proposição 30.9 (Moléculas maiores se atraem mais)

As interações de van der Waals crescem com o tamanho das moléculas, isto é, com o número dos seus elétrons; entre moléculas parecidas, as maiores têm as temperaturas de fusão e de ebulição mais altas.

Demonstração. Admitido: uma nuvem eletrônica maior se deforma com mais facilidade, por isso as suas cargas momentâneas são maiores, e ela tem mais contato com as vizinhas. ∎

Exemplo 30.10 (Os halogênios)

As moléculas $\ce{F2}$ , $\ce{Cl2}$ , $\ce{Br2}$ , $\ce{I2}$ são todas apolares e cada vez maiores. As suas temperaturas de ebulição sobem junto: $-188\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , $-34\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , $59\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ e $184\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . À temperatura ambiente, o flúor e o cloro são gases, o bromo um líquido, o iodo um sólido.

Observação 30.11 (A lagartixa)

Uma única interação de van der Waals é minúscula, mas elas se somam. As almofadinhas dos dedos de uma lagartixa são cobertas por um tapete denso de pelos microscópicos, cada um dividido em pontas ainda mais finas, que chegam perto o bastante do vidro para que as interações de van der Waals atuem sobre uma área total muito grande.

30.4 As ligações de hidrogênio

Definição 30.12 (Ligação de hidrogênio)

Uma ligação de hidrogênio é uma atração entre um átomo de hidrogênio ligado a um átomo muito eletronegativo (nitrogênio, oxigênio ou flúor), que tem um $\delta^+$ acentuado, e um par não ligante de outro átomo de nitrogênio, oxigênio ou flúor, muitas vezes numa molécula vizinha. Ela é desenhada como uma linha tracejada, e os três átomos envolvidos ficam quase em linha reta.

Ligações de hidrogênio (tracejadas) em volta de uma molécula de água na água líquida: os seus dois átomos de hidrogênio se ligam aos átomos de oxigênio de duas vizinhas, e os dois pares não ligantes do seu átomo de oxigênio recebem os átomos de hidrogênio de outras duas.

Exemplo 30.13 (Etanol e propano)

O etanol, $\ce{CH3-CH2-OH}$ , de massa molar $46.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , e o propano, $\ce{CH3-CH2-CH3}$ , de massa molar $44.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , têm moléculas de quase o mesmo tamanho. No entanto, o etanol ferve a $78\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ e o propano a $-42\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . As moléculas de etanol, com o seu grupo $\ce{O-H}$ , formam ligações de hidrogênio entre si; as moléculas de propano não conseguem.

30.5 A coesão dos sólidos e dos líquidos

Definição 30.14 (Sólido molecular)

Um sólido molecular é um sólido formado por moléculas mantidas umas junto às outras por interações de van der Waals e, quando possível, por ligações de hidrogênio. O gelo, o iodo sólido e o açúcar são sólidos moleculares.

Proposição 30.15 (Coesão e mudança de estado)

Quanto mais fortes as atrações entre as partículas de uma substância, mais altas as suas temperaturas de fusão e de ebulição. Em ordem crescente de intensidade: as interações de van der Waals, as ligações de hidrogênio e a atração entre os íons de um sólido iônico.

Demonstração. Admitido: a fusão e a ebulição afastam as partículas contra essas atrações, o que exige mais energia, e portanto uma temperatura mais alta, quando elas são mais fortes. ∎

Exemplo 30.16 (Três sólidos)

O cloreto de sódio, um sólido iônico, funde a $801\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ; o gelo, mantido por ligações de hidrogênio, a $0\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ; o metano sólido, mantido só por interações de van der Waals entre moléculas pequenas, muito abaixo de $-150\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

Temperaturas de ebulição dos compostos do hidrogênio com os elementos dos grupos 14 a 17. Em cada grupo, elas sobem com o tamanho da molécula, exceto para o primeiro membro dos grupos 15, 16 e 17, alto demais: a amônia, a água e o fluoreto de hidrogênio formam ligações de hidrogênio. (Nenhum valor é traçado onde as fontes usadas não dão nenhum.)

Observação 30.17 (O gelo e a neve)

No gelo, cada molécula de água está ligada por ligações de hidrogênio a quatro vizinhas, numa rede aberta de anéis hexagonais. Essa rede deixa mais espaço vazio que a água líquida, em que as ligações se rompem e se refazem o tempo todo: o gelo é menos denso que a água e flutua. A simetria de ordem seis dos cristais de neve reflete os anéis hexagonais da rede.

Cristais de neve fotografados por Wilson Bentley no começo do século XX: todos têm seis ramos.

30.6 Exercícios

Exercício 30.1 ★

Nas ligações $\ce{H-Cl}$ , $\ce{O-H}$ e $\ce{C-O}$ , que átomo tem a carga parcial $\delta^-$ ? Use a tabela de eletronegatividades.

Solução

Solução de Exercício 30.1.

$\ce{H-Cl}$ : o cloro (3.16 contra 2.20). $\ce{O-H}$ : o oxigênio (3.44). $\ce{C-O}$ : o oxigênio (3.44 contra 2.55).

Exercício 30.2 ★

Quais destas ligações são polares: $\ce{H-H}$ , $\ce{C-H}$ , $\ce{O-H}$ , $\ce{N-H}$ , $\ce{Cl-Cl}$ , $\ce{C-Cl}$ ? Dê a diferença de eletronegatividades de cada uma.

Solução

Solução de Exercício 30.2.

$\ce{H-H}$ : 0, não polar. $\ce{C-H}$ : 0.35, tratada como apolar. $\ce{O-H}$ : 1.24, polar. $\ce{N-H}$ : 0.84, polar. $\ce{Cl-Cl}$ : 0, não polar. $\ce{C-Cl}$ : 0.61, polar.

Exercício 30.3 ★

Que elemento é o mais eletronegativo em cada par: nitrogênio ou fósforo; oxigênio ou enxofre; carbono ou nitrogênio; sódio ou magnésio? Que tendência da tabela cada par ilustra?

Solução

Solução de Exercício 30.3.

Nitrogênio (3.04 > 2.19) e oxigênio (3.44 > 2.58): a eletronegatividade diminui descendo um grupo. Nitrogênio (3.04 > 2.55) e magnésio (1.31 > 0.93): ela aumenta da esquerda para a direita ao longo de um período.

Exercício 30.4 ★

Quais de $\ce{CH4}$ , $\ce{NH3}$ , $\ce{H2O}$ e $\ce{HCl}$ podem formar ligações de hidrogênio entre as suas próprias moléculas? Explique.

Solução

Solução de Exercício 30.4.

A amônia e a água: cada uma tem átomos de hidrogênio ligados ao nitrogênio ou ao oxigênio, e pares não ligantes nesse átomo. O metano não tem hidrogênio ligado a N, O ou F; o cloreto de hidrogênio tem um hidrogênio ligado ao cloro, que não é um dos três átomos da definição.

Exercício 30.5 ★

Existem atrações entre as moléculas apolares do metano? Por que, mesmo assim, o metano é um gás à temperatura ambiente?

Solução

Solução de Exercício 30.5.

Sim: as interações de van der Waals existem entre todas as moléculas. Mas as moléculas de metano são pequenas (10 elétrons), por isso essas interações são muito fracas e se rompem a uma temperatura muito baixa: o metano ferve perto de $-162\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

Exercício 30.6 ★★

Diga se cada molécula é polar: diclorometano $\ce{CH2Cl2}$ (tetraédrica), tetraclorometano $\ce{CCl4}$ , amônia $\ce{NH3}$ , dióxido de carbono $\ce{CO2}$ , trifluoreto de boro $\ce{BF3}$ (um triângulo plano com o boro no centro).

Solução

Solução de Exercício 30.6.

$\ce{CH2Cl2}$ : polar (duas ligações polares $\ce{C-Cl}$ e duas ligações $\ce{C-H}$ quase apolares: nenhuma simetria as anula). $\ce{CCl4}$ : apolar (quatro ligações idênticas nos vértices de um tetraedro). $\ce{NH3}$ : polar (pirâmide). $\ce{CO2}$ : apolar (linear, ligações opostas). $\ce{BF3}$ : apolar (três ligações polares idênticas a $120{}^{\circ}$ num plano se anulam).

Exercício 30.7 ★★

No metanol, $\ce{CH3-OH}$ , que átomo de hidrogênio pode ser doado numa ligação de hidrogênio? Que átomo pode receber uma? As moléculas de metanol e de água podem formar ligações de hidrogênio entre si? Desenhe uma.

Solução

Solução de Exercício 30.7.

O hidrogênio do grupo $\ce{O-H}$ pode ser doado (não os do $\ce{CH3}$ , ligados ao carbono); o átomo de oxigênio, com os seus dois pares não ligantes, pode receber. Sim: o $\ce{O-H}$ do metanol pode se ligar ao oxigênio de uma molécula de água, e um $\ce{O-H}$ da água ao oxigênio do metanol, por exemplo $\ce{CH3-O-H}$ $\cdots$ $\ce{OH2}$ .

Exercício 30.8 ★★

Explique por que as temperaturas de ebulição sobem na ordem $\ce{CH4}$ < $\ce{SiH4}$ < $\ce{GeH4}$ .

Solução

Solução de Exercício 30.8.

As três moléculas são apolares e têm a mesma geometria, mas são cada vez maiores (10, 18 e 36 elétrons): as suas interações de van der Waals crescem, e as suas temperaturas de ebulição também.

Exercício 30.9 ★★

No gráfico das temperaturas de ebulição dos hidretos, que grupo não mostra nenhum valor anormal para o seu primeiro membro? Por quê?

Solução

Solução de Exercício 30.9.

O grupo 14: o metano não tem hidrogênio ligado a N, O ou F e não forma ligações de hidrogênio, por isso segue a tendência do seu grupo.

Exercício 30.10 ★★

As ligações $\ce{H-Cl}$ , $\ce{H-Br}$ , $\ce{H-I}$ são cada vez menos polares (as eletronegatividades do cloro, do bromo e do iodo são 3.16, 2.96 e 2.66), mas as temperaturas de ebulição sobem: $-85\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , $-66\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , $-35\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Que interação vence, e por quê?

Solução

Solução de Exercício 30.10.

As interações de van der Waals: as moléculas crescem do $\ce{HCl}$ para o $\ce{HI}$ , e o aumento dessas interações com o tamanho supera a diminuição da atração entre as cargas parciais.

Exercício 30.11 ★★

À temperatura ambiente, o cloro é um gás e o iodo um sólido, embora os dois sejam formados por moléculas apolares $\ce{X2}$ . Explique.

Solução

Solução de Exercício 30.11.

Uma molécula de iodo é muito maior que uma molécula de cloro (106 elétrons contra 34): as suas interações de van der Waals são muito mais fortes, fortes o bastante para manter as moléculas num sólido à temperatura ambiente.

Exercício 30.12 ★★★

O etanol $\ce{CH3-CH2-OH}$ , o metoximetano $\ce{CH3-O-CH3}$ e o propano $\ce{CH3-CH2-CH3}$ têm quase a mesma massa molar. Eles fervem a $78\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , $-25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ e $-42\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Quais deles são polares? Quais formam ligações de hidrogênio entre as suas próprias moléculas? Explique a ordem.

Solução

Solução de Exercício 30.12.

O propano é apolar: só interações de van der Waals. O metoximetano é polar (duas ligações polares $\ce{C-O}$ num $\ce{C-O-C}$ angular), mas não tem hidrogênio no seu oxigênio: não há ligações de hidrogênio entre as suas moléculas. O etanol é polar e os seus grupos $\ce{O-H}$ formam ligações de hidrogênio. Quanto mais fortes as atrações, mais alta a temperatura de ebulição: propano < metoximetano < etanol.

Exercício 30.13 ★★★

No gelo, cada molécula de água está ligada por ligações de hidrogênio a quatro vizinhas, numa rede aberta; na água líquida, a rede se rompe o tempo todo e desaba em parte. Explique por que o gelo flutua na água. Por que isso é importante para os peixes de um lago congelado?

Solução

Solução de Exercício 30.13.

A rede aberta do gelo ocupa mais espaço que as mesmas moléculas no líquido, por isso o gelo é menos denso que a água líquida e flutua. Um lago congela de cima para baixo: a camada de gelo isola a água de baixo, que continua líquida, e os peixes sobrevivem.

Exercício 30.14 ★★★

Ordene por temperatura de fusão crescente, e justifique pelas atrações entre as partículas: cloreto de potássio $\ce{KCl}$ , gelo $\ce{H2O}$ , metano sólido $\ce{CH4}$ .

Solução

Solução de Exercício 30.14.

Metano sólido (interações de van der Waals entre moléculas pequenas) < gelo (ligações de hidrogênio) < cloreto de potássio (atração entre íons).

Exercício 30.15 ★★★

O flúor é mais eletronegativo que o oxigênio, por isso uma ligação $\ce{H-F}$ é mais polar que uma ligação $\ce{O-H}$ . Mesmo assim, a água ferve a $100\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ e o fluoreto de hidrogênio a $20\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Conte os átomos de hidrogênio que cada molécula pode doar e os pares não ligantes com que ela pode receber, e explique.

Solução

Solução de Exercício 30.15.

Uma molécula de água tem dois átomos de hidrogênio para doar e dois pares não ligantes com que receber: cada molécula pode participar de quatro ligações de hidrogênio, duas doadas e duas recebidas, o que constrói uma rede completa. Uma molécula de fluoreto de hidrogênio tem três pares não ligantes, mas só um átomo de hidrogênio: ela doa uma única ligação de hidrogênio, por isso, em média, só uma ligação por molécula pode se formar (cadeias em zigue-zague). A água tem cerca do dobro de ligações de hidrogênio por molécula, e ferve mais alto.

30.7 Problema: por que a água ferve a $100\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ?

Problema 30.1

Problema de fim de semana — sem ligações de hidrogênio, a que temperatura a água ferveria?

O oxigênio, o enxofre e o selênio estão no mesmo grupo da tabela, e os três formam um composto com o hidrogênio: $\ce{H2O}$ , $\ce{H2S}$ , $\ce{H2Se}$ . Em cada grupo de hidretos, as temperaturas de ebulição em geral sobem com o tamanho da molécula. A água quebra a regra. Em quanto?

Parte I — Três moléculas.

Desenhe as estruturas de Lewis de $\ce{H2O}$ , $\ce{H2S}$ e $\ce{H2Se}$ . Por que elas se parecem?
Calcule as suas massas molares.
Calcule as diferenças de eletronegatividade das ligações $\ce{O-H}$ , $\ce{S-H}$ e $\ce{Se-H}$ (oxigênio 3.44, enxofre 2.58, selênio 2.55, hidrogênio 2.20). Que ligações são claramente polares?
Qual é a geometria das três moléculas? Elas são polares?
Conte os elétrons de cada molécula. Qual tem as interações de van der Waals mais fortes?

Parte II — As ligações de hidrogênio.

Qual dos três compostos forma ligações de hidrogênio entre as suas moléculas? Por que não os outros?
De quantas ligações de hidrogênio uma molécula de água pode participar, no máximo? Desenhe-as.
Que interações mantêm as moléculas de sulfeto de hidrogênio juntas no líquido?

Parte III — A tendência.

O sulfeto de hidrogênio ferve a $212.9\,\mathrm{K}$ e o seleneto de hidrogênio a $-41.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Expresse a primeira em graus Celsius ( $\theta = T - 273.15$ ).
Em quanto a temperatura de ebulição sobe do período 3 ( $\ce{H2S}$ ) para o período 4 ( $\ce{H2Se}$ )?
Por que ela sobe?
Supondo a mesma subida do período 2 para o período 3, a que temperatura ferveria uma $\ce{H2O}$ “normal”?
Teste o método no grupo 14: o $\ce{SiH4}$ ferve a $-112\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ e o $\ce{GeH4}$ a $-88.1\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Preveja a temperatura de ebulição do $\ce{CH4}$ e compare com a real, $-162\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . A extrapolação é exata?
Faça o mesmo para o grupo 17 ( $\ce{HCl}$ $-85.1\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , $\ce{HBr}$ $-66.4\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ) e compare com o $\ce{HF}$ , $19.6\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

Parte IV — A diferença.

A água ferve de verdade a $100\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Qual é o tamanho da diferença entre o valor real e o valor extrapolado?
O mesmo para a amônia, usando $\ce{PH3}$ $-87.8\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ e $\ce{AsH3}$ $-62.5\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ; a amônia ferve de verdade a $-33.4\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .
Ordene a água, o fluoreto de hidrogênio e a amônia pelo tamanho da sua diferença, e explique a ordem contando as ligações de hidrogênio.
Sem ligações de hidrogênio, a água seria um sólido, um líquido ou um gás à temperatura ambiente? O que isso significaria para a Terra?
Por que a resposta da questão 12 é só uma estimativa?
Dê a resposta final: a cerca de que temperatura a água ferveria sem ligações de hidrogênio?

Solução

Solução de Problema 30.1.

1. $\ce{H-O-H}$ , $\ce{H-S-H}$ , $\ce{H-Se-H}$ , cada átomo central com dois pares não ligantes: O, S e Se têm seis elétrons de valência, por estarem no mesmo grupo.

2. $M(\ce{H2O}) = 18.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $M(\ce{H2S}) = 34.1\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $M(\ce{H2Se}) = 81.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

3. $3.44 - 2.20 = 1.24$ ; $2.58 - 2.20 = 0.38$ ; $2.55 - 2.20 = 0.35$ . Só a ligação $\ce{O-H}$ é claramente polar.

4. Angular (quatro grupos, dois deles pares não ligantes). A água é polar; o sulfeto de hidrogênio e o seleneto de hidrogênio, só muito pouco.

5. 10, 18 e 36 elétrons: o seleneto de hidrogênio tem as interações de van der Waals mais fortes.

6. Só a água: os seus átomos de hidrogênio estão ligados ao oxigênio, um dos três átomos muito eletronegativos; o enxofre e o selênio não são eletronegativos o bastante para dar aos seus átomos de hidrogênio um $\delta^+$ acentuado.

7. Quatro: duas pelos seus próprios átomos de hidrogênio, duas recebidas pelos seus dois pares não ligantes.

8. Interações de van der Waals (incluindo uma atração fraca entre as pequenas cargas parciais).

9. $212.9 - 273.15 = -60.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ e $-41.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

10. $-41.3 - (-60.3) = 19.0\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

11. A molécula é maior, por isso as suas interações de van der Waals são mais fortes.

12. $-60.3 - 19.0 = -79.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

13. Subida $-88.1 - (-112) = 23.9\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ; previsão para o metano $-112 - 23.9 = -136\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , contra $-162\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ na realidade: a extrapolação fica cerca de $26\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ alta demais. Ela não é exata; a tendência real não é uma reta.

14. Subida $18.7\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ; previsão para o fluoreto de hidrogênio $-85.1 - 18.7 = -103.8\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , contra $19.6\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ : uma diferença de cerca de $123\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

15. $100 - (-79.3) = 179\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , cerca de $180\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

16. Subida $25.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ; previsão $-87.8 - 25.3 = -113\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ; diferença $-33.4 - (-113) = 80\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

17. Água ( $180\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ) > fluoreto de hidrogênio ( $123\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ) > amônia ( $80\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ). A água doa dois átomos de hidrogênio e recebe com dois pares não ligantes: quatro ligações de hidrogênio por molécula, todas usadas. O fluoreto de hidrogênio só tem um hidrogênio para doar, e a amônia só um par não ligante com que receber: em média, menos ligações por molécula, e o nitrogênio, menos eletronegativo, forma ligações mais fracas.

18. Um gás: ela ferveria perto de $-80\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . A Terra não teria água líquida, nem oceanos, nem chuva, nem nenhuma das formas de vida que dependem deles.

19. Ela extrapola uma reta traçada por apenas dois pontos, e o teste no grupo 14 mostra que uma extrapolação assim pode errar em uns $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

20. Sem ligações de hidrogênio, a água ferveria a cerca de $-80\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , uns $180\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ abaixo do seu verdadeiro ponto de ebulição.

Termos definidos neste capítulo

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30.1 A eletronegatividade

30.2 Ligações polares e moléculas polares

30.3 As interações de van der Waals

30.4 As ligações de hidrogênio

30.5 A coesão dos sólidos e dos líquidos

30.6 Exercícios

30.7 Problema: por que a água ferve a 100 ∘C100\,{}^{\circ}\mathrm{C}100∘C?

Termos definidos neste capítulo

30.7 Problema: por que a água ferve a $100\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ?