O álcool etílico ( \mathrm{CH}_{3} \mathrm{CH}_{2} \mathrm{OH}) e o éter dimetílico ( \mathrm{CH}_{3} \mathrm{OCH}_{3}) são isômeros constitucionais, com propriedades físicas e químicas bem distintas. Observe, a seguir, a variação da temperatura de ebulição: \mathrm{CH}_{3} \mathrm{CH}_{2} \mathrm{OH}: 78,3^{\circ} \mathrm{C}; \mathrm{CH}_{3} \mathrm{OCH}_{3}: -24,8^{\circ} \mathrm{C}. Explique a diferença verificada.
Comente a observação de que o éter dietílico ( \mathrm{CH}_{3} \mathrm{CH}_{2} \mathrm{OCH}_{2} \mathrm{CH}_{3}) é facilmente solúvel em ácido sulfúrico concentrado a frio, enquanto o pentano ( \mathrm{CH}_{3} \mathrm{CH}_{2} \mathrm{CH}_{2} \mathrm{CH}_{2} \mathrm{CH}_{3}) é praticamente insolúvel nas mesmas condições.

Passo 1

O enunciado nos dá as seguintes informações e pede explicações:
  • Dois isômeros com fórmula molecular igual \mathrm{C_2H_6O}:
    • \mathrm{CH_3CH_2OH} (álcool etílico) tem ponto de ebulição \;78,3^\circ\mathrm{C}.
    • \mathrm{CH_3OCH_3} (éter dimetílico) tem ponto de ebulição \;-24,8^\circ\mathrm{C}.
      A pergunta: explique por que há essa grande diferença nos pontos de ebulição.
  • Observação para comentar:
    • \mathrm{CH_3CH_2OCH_2CH_3} (éter dietílico) é facilmente solúvel em ácido sulfúrico concentrado a frio.
    • \mathrm{CH_3CH_2CH_2CH_2CH_3} (pentano) é praticamente insolúvel nessas condições.
      A pergunta: explique por que o éter dietílico se dissolve bem no ácido sulfúrico concentrado, enquanto o pentano não.

Passo 2

Entender o que controla ponto de ebulição: forças intermoleculares.
  • Ponto de ebulição é a temperatura em que as moléculas do líquido têm energia suficiente para vencer as atrações entre si e passar para a fase gasosa. Quanto mais fortes as atrações intermoleculares, maior o ponto de ebulição.
  • Principais tipos de forças intermoleculares (da mais fraca para a mais forte, de modo geral):
    1. Forças de dispersão (de London): aparecem em todas as moléculas; aumentam com a massa molar e com a superfície da molécula (maior superfície → mais área de contato → forças de dispersão maiores).
    2. Dipolo–dipolo: entre moléculas polares; dependem da magnitude do dipolo elétrico.
    3. Ligações de hidrogênio: um caso especial forte de interação dipolar, quando há um átomo de hidrogênio ligado a \mathrm{N}, \mathrm{O} ou \mathrm{F} em uma molécula e esse hidrogênio interage com um par de elétrons livre de \mathrm{N}, \mathrm{O} ou \mathrm{F} de outra molécula. Essas interações são bastante fortes e elevam muito o ponto de ebulição (energia típica maior que a de dipolo–dipolo simples).
Vou sempre relacionar essas ideias com exemplos concretos das moléculas do enunciado.

Passo 3

Comparação direta entre \mathrm{CH_3CH_2OH} e \mathrm{CH_3OCH_3}.
  • Estruturas (escrito de forma simplificada):
    • Álcool etílico: \mathrm{CH_3CH_2OH}. Tem um grupo hidroxila -\mathrm{OH}.
    • Éter dimetílico: \mathrm{CH_3OCH_3}. Tem um oxigênio ligado a duas cadeias metila, sem hidrogênio ligado ao oxigênio.
  • Consequência estrutural importante:
    • Em \mathrm{CH_3CH_2OH} o átomo de hidrogênio do grupo -\mathrm{OH} pode participar como doador de ligação de hidrogênio para o par livre do oxigênio de outra molécula. Ou seja, cada molécula de álcool pode tanto doar quanto aceitar ligações de hidrogênio, formando uma rede de interações intermoleculares relativamente forte.
    • Em \mathrm{CH_3OCH_3} o oxigênio tem pares livres e pode aceitar ligações de hidrogênio, mas não possui hidrogênio ligado a \mathrm{O} para doar. Portanto, o éter só apresenta interação dipolo–dipolo (e dispersão), mas não tem ligações de hidrogênio intermoleculares do tipo \mathrm{O\!-\!H\cdots O}.
  • Impacto no ponto de ebulição:
    • Ligações de hidrogênio exigem mais energia para separar as moléculas no aquecimento. Assim, a presença de -\mathrm{OH} e a formação de redes de ligações de hidrogênio em \mathrm{CH_3CH_2OH} aumentam muito o ponto de ebulição.
    • \mathrm{CH_3OCH_3} não pode formar essas ligações intermoleculares fortes, então suas forças intermoleculares dominantes são dipolo–dipolo e dispersão — bem mais fracas que as ligações de hidrogênio do álcool — resultando em um ponto de ebulição muito mais baixo, mesmo tendo a mesma fórmula molecular.
  • Observação adicional sobre massa e forma:
    • As duas moléculas têm massas molares muito próximas (mesma fórmula empírica), então a diferença de ponto de ebulição não vem da massa, mas sim da presença/ausência de ligações de hidrogênio e da geometria molecular (éter é mais “compacto”, reduzindo ligeiramente forças de dispersão).

Passo 4

Resumo didático (como lembrar isso na prova):
  • Regra prática: se duas moléculas têm massa molar semelhante, compare se alguma delas pode formar ligações de hidrogênio (tem -\mathrm{OH}, -\mathrm{NH}, ou -\mathrm{FH}). A que puder formar H‑bond costuma ter ponto de ebulição bem maior.
  • Exemplo simples extra: água \mathrm{H_2O} (forte H‑bond) tem ponto de ebulição 100^\circ\mathrm{C}; hidrogênio sulfeto \mathrm{H_2S} (sem H‑bond forte) ferve a -60^\circ\mathrm{C} — diferença enorme por causa de H‑bond.
  • Então, para o enunciado: a grande diferença entre 78,3^\circ\mathrm{C} e -24,8^\circ\mathrm{C} é explicada pela presença de ligações de hidrogênio intermoleculares em \mathrm{CH_3CH_2OH} e sua ausência em \mathrm{CH_3OCH_3}.

Passo 5

Agora a segunda observação: solubilidade em ácido sulfúrico concentrado — conceitos úteis.
  • Princípio “like dissolves like” (semelhança dissolve semelhança): solventes polares dissolvem solutos polares/ionizáveis; solventes apolares dissolvem solutos apolares por forças de dispersão.
  • Ácido sulfúrico concentrado ( \mathrm{H_2SO_4}) é um solvente extremamente polar, muito prótico e fortemente ácido: fornece prótons \mathrm{H^+} e pode formar ligações de hidrogênio muito fortes com solutos que têm pares de elétrons livres.
  • Substâncias com átomos de oxigênio com pares livres (éteres, álcoois, ésteres, etc.) podem interagir fortemente com \mathrm{H_2SO_4} por duas vias principais:
    1. Formação de complexos por ligação de hidrogênio (o oxigênio aceita ligações de hidrogênio do ácido).
    2. Protonação do oxigênio por \mathrm{H^+}, formando um íon oxônio \mathrm{R_2OH^+} que é iônico e, portanto, muito solúvel em um meio iônico/polar como o ácido sulfúrico concentrado. Pode-se escrever a etapa de protonação genericamente como
    \mathrm{R_2O + H^+ \rightleftharpoons R_2OH^+}.Essa espécie protonada pode ainda associar-se ao ânion \mathrm{HSO_4^-} formando um par iônico solúvel: \mathrm{R_2OH^+ + HSO_4^- \rightarrow [R_2OH^+][HSO_4^-]}.

Passo 6

Aplicando ao éter dietílico versus pentano:
  • Éter dietílico \mathrm{CH_3CH_2OCH_2CH_3}:
    • Possui um átomo de oxigênio com pares livres. Em contato com \mathrm{H_2SO_4} concentrado e frio, esse oxigênio pode formar ligações fortes com o ácido e pode ser protonado, gerando espécies mais polares/iónicas ou complexos estáveis. Essas interações tornam o éter miscível/solúvel no ácido.
    • Mesmo sem reação de quebra (que é possível sob certas condições e com aquecimento), a protonação/complexação basta para explicar a solubilidade “fácil” a frio.
  • Pentano \mathrm{CH_3CH_2CH_2CH_2CH_3}:
    • É um hidrocarboneto apolar, sem pares livres e sem grupos que aceitem prótons. Só interage por forças de dispersão muito fracas com o ácido sulfúrico (que é extremamente polar). Pelo princípio “like dissolves like”, o pentano não se mistura com o ácido e permanece praticamente insolúvel.
  • Em palavras amigáveis: o éter “conversa” com o ácido (aceita H‑bond e até pode ser protonado), já o pentano fica “calado” porque não tem o que oferecer ao ácido — por isso separação.

Passo 7

Observações finais curtas e dicas para prova:
  • Ao comparar pontos de ebulição de isômeros, verificar presença de grupos -\mathrm{OH}, -\mathrm{NH} ou -\mathrm{FH} (possível H‑bond) é a primeira coisa a checar.
  • Para solubilidade em solventes ácidos e polares, verificar se a molécula tem heteroátomos com pares livres (O, N) que podem formar ligações H ou ser protonados; se sim, solubilidade tende a ser boa. Se a molécula é um hidrocarboneto apolar, tende a ser insolúvel.

Resposta

A diferença nos pontos de ebulição deve-se principalmente às forças intermoleculares: \mathrm{CH_3CH_2OH} forma extensas ligações de hidrogênio intermoleculares através do grupo -\mathrm{OH}, o que exige muita energia para vaporizar e eleva fortemente o ponto de ebulição; \mathrm{CH_3OCH_3} não tem hidrogênio ligado ao oxigênio, só apresenta dipolo–dipolo e forças de dispersão mais fracas, portanto seu ponto de ebulição é muito mais baixo.
O éter dietílico é facilmente solúvel em \mathrm{H_2SO_4} concentrado porque o oxigênio do éter tem pares livres que permitem forte interação com o ácido (complexação por H‑bond e/ou protonação formando \mathrm{R_2OH^+} que se associa a \mathrm{HSO_4^-}), tornando-o compatível com o meio polar e iônico; o pentano é um hidrocarboneto apolar sem grupos que aceitem prótons e, portanto, não interage bem com o ácido polar, permanecendo praticamente insolúvel.

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