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:
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.
- Geometria: pela VSEPR, o carbono central tem quatro ligações simples (3 C–H e 1 C–F), então a molécula é tetraédrica.
- Eletronegatividades (aprox.): C
, H , F . - 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
?
- Forças de London (dispersão): existem em TODAS as moléculas, mas para moléculas pequenas e leves são bem fracas.
- Dipolo–dipolo: bem fortes comparadas às de London em moléculas polares. É o caso do
, pois os dipolos C–F interagem atraindo-se. - 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.