Considerando que a molécula de tetracloreto de carbono é apolar, explique por que o
possui um ponto de ebulição normal mais alto que o do clorofórmio,
.
Passo 1
O enunciado pede para comparar os pontos de ebulição normais de duas moléculas semelhantes: tetracloreto de carbono,
, e clorofórmio,
. O conteúdo de química física envolvido é o estudo das forças intermoleculares (dipolo–dipolo e forças de London). Para resolver, precisamos analisar polaridade, massa molar e polarizabilidade de cada substância.
Passo 2
Verificamos a polaridade de cada molécula:
– possui geometria tetraédrica com quatro átomos de cloro simetricamente dispostos em torno do carbono. Cada ligação C–Cl é polar, mas a soma vetorial dessas polaridades se anula, tornando a molécula globalmente apolar.
– também é tetraédrica, mas com três átomos de cloro e um átomo de hidrogênio. A assimetria faz com que haja momento de dipolo resultante (molécula polar).
–
–
Passo 3
Identificamos as principais forças intermoleculares em cada caso:
– Em , além das forças de London (dispersion), existe atração dipolo–dipolo devido à polaridade permanente.
– Em , só atuam as forças de London, já que a molécula é apolar.
– Em
– Em
Passo 4
Comparamos massa molar e polarizabilidade:
– Massa molar de :
,g/mol.
– Massa molar de :
,g/mol.
Como é mais pesada e tem mais elétrons e nuvem eletrônica mais extensa, sua polarizabilidade é maior. Forças de London crescem fortemente com a polarizabilidade e a massa molar.
– Massa molar de
– Massa molar de
Como
Passo 5
Concluímos que, apesar de
ter dipolo permanente, as forças de London em
são mais intensas do que a soma de London + dipolo–dipolo em
. Logo, é preciso mais energia (temperatura mais alta) para separar moléculas de
.
Resposta
O ponto de ebulição de
(aprox.
) é superior ao de
(aprox.
) porque
, embora apolar, apresenta maior massa molar e polarizabilidade, gerando forças de London mais fortes que as forças intermoleculares totais (London + dipolo–dipolo) em
.