3F. 6 Identifique, apresentando suas razões, que substância em cada par tem, provavelmente, o ponto de ebulição normal mais alto:
(d)
ou
.
(d)
Passo 1
O enunciado pede que eu identifique, com razões, qual das duas substâncias tem provavelmente o ponto de ebulição normal mais alto:
ou
.
Informações dadas explicitamente: as fórmulas moleculares e
.
Pergunta a responder: qual delas tem o maior ponto de ebulição normal e por quê.
Informações dadas explicitamente: as fórmulas moleculares
Pergunta a responder: qual delas tem o maior ponto de ebulição normal e por quê.
Passo 2
Conceito-chave: o ponto de ebulição de uma substância molecular depende principalmente das forças intermoleculares entre suas moléculas. Vou explicar as forças mais importantes, de forma bem prática:
- Forças de London (dispersion forces): existem em todas as moléculas; vêm de flutuações instantâneas na distribuição eletrônica que induzem dipolos temporários. Quanto maior a massa molecular e o número de elétrons, geralmente maior a polarizabilidade e mais fortes são essas forças.
- Dipolo-dipolo (forças permanentes): ocorrem entre moléculas que têm um dipolo permanente (isto é, moléculas polares). A existência dessas forças tende a aumentar o ponto de ebulição.
- Ligações de hidrogénio: caso especial forte de interação (quando H está ligado a F, O ou N). Ausente aqui.
Regra prática para provas rápidas: primeiro verificar se as moléculas são polares; se não forem, comparar massa molecular e polarizabilidade (mais pesada → mais forte força de London → ponto de ebulição maior). Se uma for polar e a outra não, a polar tende a ter ponto de ebulição maior (salvo exceções muito grandes de massa).
Passo 3
Geometria e polaridade das moléculas:
-
: silício no centro ligado a quatro hidrogênios idênticos. Geometria tetraédrica simétrica. Somando os vetores dos momentos de ligação, eles se cancelam → molécula globalmente não polar. -
: silício no centro ligado a quatro fluoretos idênticos. Também forma uma geometria tetraédrica simétrica. Apesar das ligações Si–F serem polares (F é muito eletronegativo), a simetria tetraédrica faz com que os momentos de ligação se cancelem → molécula globalmente não polar.
Conclusão desta etapa: ambas as moléculas são essencialmente apolares; portanto as forças de London (dispersion) são as dominantes em ambos os casos. Não há ligação de hidrogénio nem dipolo permanente significativo que favoreça uma sobre a outra.
Passo 4
Comparação por massa molecular e polarizabilidade (aqui entram contas simples e conceito).
Primeiro calculo aproximado das massas molares (pequena aula: a massa molar em g·mol^{-1} é a soma das massas atômicas dos átomos da fórmula).
Primeiro calculo aproximado das massas molares (pequena aula: a massa molar em g·mol^{-1} é a soma das massas atômicas dos átomos da fórmula).
- Massa molar aproximada do silício:
. - Massa molar do hidrogênio:
. - Massa molar do flúor:
.
Agora somo para cada molécula:
Interpretação:
é muito mais massiva e tem bem mais elétrons do que
. Isso significa que as nuvens eletrônicas de
são mais facilmente distorcíveis em termos absolutos (maior polarizabilidade por molécula, em geral), gerando dipolos instantâneos maiores e, portanto, forças de London mais fortes.
Passo 5
Juntando tudo (resumo do raciocínio para usar na prova):
- As duas moléculas são aproximadamente apolares (tetraédrica simétrica) → não há força dipolo-dipolo permanente que favoreça uma sobre a outra.
- A força intermolecular dominante é, portanto, a força de London (dispersion).
- Forças de London aumentam com o número de elétrons e com a massa molecular (maior polarizabilidade → maiores interações).
- Como
, espera-se que tenha forças de London muito mais fortes do que . - Logo,
terá o ponto de ebulição normal mais alto que .
Dica prática para a prova: quando as moléculas são semelhantes na geometria e ambas apolares, compare massa e quantidade de elétrons; quando houver diferença de polaridade, a polar usualmente vence (exceto se sua massa for muito pequena comparada à outra).