3F. 6 Identifique, apresentando suas razōes, que substància em cada par tem, provavelmente, o ponto de ebuliçào normal mais alto:
ou
Passo 1
O enunciado pede: identificar, com justificativa, qual das duas substâncias tem provavelmente o ponto de ebulição normal mais alto entre
e
.
Informações relevantes dadas (implícitas no enunciado):
- As duas fórmulas moleculares são
e . - Não há outras condições fornecidas (pressão padrão é a referência usual para “ponto de ebulição normal”).
Passo 2
Determinar a geometria molecular e a polaridade de cada molécula (isso influencia que tipo de força intermolecular domina).
Explicação didática rápida (sem pressupor conhecimentos prévios):
- A geometria tetraédrica ocorre quando um átomo central forma quatro ligações equivalentes e os quatro ligantes ficam nos vértices de um tetraedro; isso dá simetria 3D.
- Se as ligações individuais forem polares, a molécula inteira pode ser não polar se os vetores de dipolo se cancelarem devido à simetria (como no tetraedro).
Agora, aplicar ao caso: -
: silício ligado a quatro hidrogênios, arranjo tetraédrico, ligações têm polaridade muito pequena; pela simetria tetraédrica o momento dipolar resultante é nulo → molécula globalmente apolar. -
: silício ligado a quatro fluoretos, arranjo tetraédrico; ligações são individuais bastante polares, mas a simetria tetraédrica faz com que os dipolos se cancelem → molécula globalmente apolar também.
Conclusão deste passo: ambas as moléculas são, na prática, apolares (não apresentam dipolo molecular líquido).
Passo 3
Identificar as forças intermoleculares relevantes e entender como elas afetam o ponto de ebulição.
Explicação didática:
- Para moléculas polares, as forças dipolo–dipolo e, se houver
ligado a , ligações de hidrogênio, costumam dominar e aumentar o ponto de ebulição. - Para moléculas apolares, a força intermolecular dominante é a força de dispersão de London (forças de van der Waals), que surge de flutuações instantâneas da densidade eletrônica que induzem dipolos temporários.
- A magnitude das forças de dispersão depende fortemente da polarizabilidade da molécula: quanto mais fácil for deformar a nuvem eletrônica (maior polarizabilidade), mais fortes as forças de dispersão e maior o ponto de ebulição.
- Polarizabilidade tende a crescer com o número de elétrons totais e com a massa/volume eletrônica da molécula.
Aplicando aqui: como
e
são apolares, o que determina o ponto de ebulição é basicamente a intensidade das forças de dispersão entre moléculas.
Passo 4
Comparar massas molares (um indicador prático ligado à força de dispersão).
Calcular massas molares aproximadas usando massas atômicas (valores aproximados suficientes para raciocínio qualitativo):
Interpretação:
é muito mais massiva que
, o que tende a aumentar as forças de dispersão e, portanto, o ponto de ebulição.
Passo 5
Comparar o número de elétrons (que também está ligado à polarizabilidade) e comentar um possível contra-argumento.
Calcular número de elétrons (usando números atômicos):
Interpretação:
tem muito mais elétrons no total, logo sua nuvem eletrônica total é maior e mais facilmente induzida/deslocada em comparação com
; isso aumenta as forças de dispersão de London.
Comentário sobre um possível contra-argumento: é verdade que o flúor é muito eletronegativo e os elétrons nos átomos de F ficam mais fortemente ligados (o que individualmente reduz a polarizabilidade por átomo), mas o efeito combinado do maior número total de elétrons e da maior massa molecular em
domina — portanto as forças de dispersão totais em
são maiores que em
.
Passo 6
Conclusão comparativa e resposta final justificada de forma simples.
- Ambas as moléculas são apolares (têm simetria tetraédrica que cancela dipolos), então o que manda é força de dispersão de London.
-
tem massa molar bem maior e muito mais elétrons totais ( vs ), logo maior polarizabilidade efetiva e forças de dispersão mais fortes. - Consequentemente,
apresenta, provavelmente, o ponto de ebulição normal mais alto que .
Dica de prova (rápida): para pares do tipo
apolares, compare massa molar / número total de elétrons; o maior geralmente tem maior ponto de ebulição por dispersão de London.