Explique a diferença nos pontos de ebulição do
e
.
Passo 1
O enunciado pede para explicar por que
tem ponto de ebulição de
enquanto
ebule a
. O conteúdo de química envolvido é a teoria VSEPR (geometria molecular), polaridade molecular e forças intermoleculares (dipolo–dipolo e London).
Passo 2
Usando VSEPR, a molécula de
enquadra-se em
(trigonal piramidal) porque o arsênio tem três ligantes
e um par isolado. Já
é
(trigonal bipiramidal) sem par isolado.
Passo 3
Para verificar a polaridade, somamos vetores de momento de ligação As–F. Em
o par isolado quebra a simetria, de modo que o vetor resultante não se anula, tornando a molécula polar (dipolo permanente). Em
os cinco vetores de ligação se dispõem de forma simétrica e se cancelam, deixando a molécula apolar.
Passo 4
As forças intermoleculares em
incluem dipolo–dipolo (forte) e forças de London (mais fracas), enquanto em
há apenas forças de London. Forças de dipolo–dipolo exigem mais energia para romper as interações na ebulição do que apenas as forças de dispersão.
Passo 5
Embora a massa molar de
(
,g/mol) seja maior que a de
(
,g/mol), o efeito de polaridade e dipolo–dipolo em
domina sobre o aumento de forças de dispersão em
. Logo,
requer mais energia (temperatura maior) para passar ao estado gasoso.
Resposta
A diferença nos pontos de ebulição deve-se ao fato de
ser uma molécula polar (forças dipolo–dipolo +\ forças de London) e
ser apolar (apenas forças de London), de modo que
tem interações intermoleculares muito mais fortes e, portanto, ebule a uma temperatura bem mais alta.