Considerando que a molécula de tetracloreto de carbono é apolar, explique por que o \mathrm{CCl}_{4} possui um ponto de ebulição normal mais alto que o do clorofórmio, \mathrm{CHCl}_{3}.

Passo 1

O enunciado pede para comparar os pontos de ebulição normais de duas moléculas semelhantes: tetracloreto de carbono, \mathrm{CCl}_{4}, e clorofórmio, \mathrm{CHCl}_{3}. 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:
\mathrm{CCl}_{4} 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.
\mathrm{CHCl}_{3} 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 \mathrm{CHCl}_{3}, além das forças de London (dispersion), existe atração dipolo–dipolo devido à polaridade permanente.
– Em \mathrm{CCl}_{4}, só atuam as forças de London, já que a molécula é apolar.

Passo 4

Comparamos massa molar e polarizabilidade:
– Massa molar de \mathrm{CCl}_{4}: 12 + 4\times35{,}5 = 154,g/mol.
– Massa molar de \mathrm{CHCl}_{3}: 12 + 1 + 3\times35{,}5 = 119{,}5,g/mol.
Como \mathrm{CCl}_{4} 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.

Passo 5

Concluímos que, apesar de \mathrm{CHCl}_{3} ter dipolo permanente, as forças de London em \mathrm{CCl}_{4} são mais intensas do que a soma de London + dipolo–dipolo em \mathrm{CHCl}_{3}. Logo, é preciso mais energia (temperatura mais alta) para separar moléculas de \mathrm{CCl}_{4}.

Resposta

O ponto de ebulição de \mathrm{CCl}_{4} (aprox. 76,7^\circ\mathrm{C}) é superior ao de \mathrm{CHCl}_{3} (aprox. 61,2^\circ\mathrm{C}) porque \mathrm{CCl}_{4}, embora apolar, apresenta maior massa molar e polarizabilidade, gerando forças de London mais fortes que as forças intermoleculares totais (London + dipolo–dipolo) em \mathrm{CHCl}_{3}.

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