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

Passo 1

Beleza, vamos resolver este exercício que pede para a gente classificar a polaridade do metilfluoreto, , e explicar por que o ponto de ebulição dele é com base nas interações intermoleculares.
Conteúdo envolvido:
  • Noções de eletronegatividade e vetor dipolar;
  • Geometria molecular (teoria VSEPR);
  • Tipos de forças intermoleculares (forças de London, dipolo–dipolo, ligação de hidrogênio);
  • Relação entre forças intermoleculares e ponto de ebulição.

Passo 2

Antes de mais nada, vamos ver se é polar ou apolar.
  1. Geometria: pela VSEPR, o carbono central tem quatro ligações simples (3 C–H e 1 C–F), então a molécula é tetraédrica.
  2. Eletronegatividades (aprox.): C , H , F .
  3. Como a ligação C–F é muito polar (Δχ ≈ 4,0–2,5 = 1,5) e as C–H quase não são polares (Δχ ≈ 0,4), o vetor resultante não se cancela: a “setinha” (dipolo) aponta pro F.
    Logo, é uma molécula polar, com momento de dipolo diferente de zero.

Passo 3

Agora, quais forças intermoleculares aparecem em ?
  1. Forças de London (dispersão): existem em TODAS as moléculas, mas para moléculas pequenas e leves são bem fracas.
  2. Dipolo–dipolo: bem fortes comparadas às de London em moléculas polares. É o caso do , pois os dipolos C–F interagem atraindo-se.
  3. Ligação de hidrogênio? Não rola aqui, porque para ter H-ligação você precisaria de H ligado a F, O ou N e outro átomo eletronegativo, mas em o H está ligado só a C.
Então, as interações principais são dipolo–dipolo + dispersão de London.

Passo 4

Ponto de ebulição baixo ( ) justo porque:
  • Massa molar pequena ( g/mol), reduzindo a intensidade das forças de London;
  • Apesar de ter dipolo–dipolo, essas ligações são moderadas (bem menos intensas que uma ligação de hidrogênio);
  • Portanto, pouca energia térmica já basta para vencer essas interações e fazer virar gás.

Resposta

é molécula polar (dipolo resultante C→F). Suas forças intermoleculares são dipolo–dipolo e forças de London, que não são fortes o suficiente para manter o composto líquido em temperaturas acima de , explicando seu ponto de ebulição baixo.

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