Classifique os compostos quanto a polaridade e justifique os valores de P.E. apresentados mediante suas interações intermoleculares.

Passo 1

Beleza, aqui o enunciado pede que a gente classifique a molécula de CH3Cl quanto à polaridade e explique por que o seu ponto de ebulição de -24,2^circC faz sentido olhando pras interações intermoleculares. Vamos entrar na química de ligações polares, geometria molecular e forças intermoleculares pra resolver isso.

Passo 2

Identificar a polaridade da ligação e da molécula
  1. A ligação C–Cl é polar porque o cloro é mais eletronegativo que o carbono, ou seja, puxa os elétrons mais forte.
  2. A molécula tem formato tetraédrico (carbono no centro, três hidrogênios e um cloro nos vértices), mas como só um dos vértices é Cl, sobra um dipolo resultante apontando pra esse Cl.
    Logo, CH3Cl é uma molécula polar (tem momento de dipolo não-cancelado).

Passo 3

Entender as interações intermoleculares envolvidas
Como CH3Cl é polar, ela exibe:
  • Forças de dipolo-dipolo (attrações entre polos positivos de uma molécula e negativos de outra).
  • Forças de London (dispersão), que estão sempre presentes em moléculas, mesmo nas polares.
As dipolo-dipolo são mais fortes que as London puras, mas como a massa de CH3Cl não é tão grande, as London continuam tendo peso considerável.

Passo 4

Relacionar com o ponto de ebulição
  • Se fosse só forças de London (como em CH4, b.p. ≈ -161^circC), o b.p. seria bem baixo.
  • Em CH3Cl, além das London, rolam dipolo-dipolo, que exigem mais energia (calor) pra separar as moléculas.
    Por isso o ponto de ebulição aumenta de -161^circC (em CH4) pra -24,2^circC em CH3Cl.

Resposta

CH3Cl é uma molécula polar (dipolo resultante apontando para o Cl) e seu ponto de ebulição de -24,2^circC se justifica pela combinação de forças de dipolo-dipolo e forças de dispersão de London, mais fortes que apenas as London de um hidrocarboneto puro.

Exercícios relacionados