Explique como a geometria da molécula influencia em suas propriedades físicas, tais como pontos de fusão, ebulição e densidade.
Passo 1
Beleza, então o enunciado pede para a gente explicar como a forma da molécula (a geometria) mexe nas propriedades físicas dela, tipo ponto de fusão, ebulição e densidade. O conteúdo é Química Física – mais especificamente Geometria Molecular (modelo VSEPR) e Forças Intermoleculares. Para resolver, vamos precisar entender:
- Como a teoria VSEPR define a forma das moléculas.
- Que tipos de interação (dipolo–dipolo, ligações de hidrogênio, forças de London) aparecem dependendo dessa forma.
- Como essas interações e a “capacidade de empacotamento” afetam ponto de fusão, ebulição e densidade.
Passo 2
Primeiro, Geometria Molecular pelo modelo VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) diz que os pares de elétrons na camada de valência se repelem e definem ângulos. Por exemplo:
- Linear (180°) – CO₂
- Trigonal plana (120°) – BF₃
- Tetraédrica (109,5°) – CH₄
- Angular ou dobrada (≈104,5°) – H₂O
Essa forma dita se a molécula tem ou não dipolo (momento dipolar). Se for bem simétrica (como CO₂ ou CH₄), geralmente o momento dipolar total é zero. Se houver assimetria (como H₂O ou NH₃), sobra um dipolo líquido.
Passo 3
Agora, Forças Intermoleculares:
a) Dipolo–Dipolo (para moléculas polares). A energia típica é
a) Dipolo–Dipolo (para moléculas polares). A energia típica é
onde μ é o momento dipolar e r a distância entre centros. Quanto maior μ e mais próximas, mais forte.
b) Ligações de Hidrogênio (caso H ligado a O, N ou F) – é um caso especial, bem forte.
c) Forças de London (dispersão), presentes em todo mundo molecular, ~
b) Ligações de Hidrogênio (caso H ligado a O, N ou F) – é um caso especial, bem forte.
c) Forças de London (dispersão), presentes em todo mundo molecular, ~
onde α é a polarizabilidade. Moléculas grandes e com mais elétrons têm forças de London mais fortes.
Se a molécula é linear e simétrica (sem dipolo), só sobra London, que tende a ser fraca em moléculas pequenas. Então ponto de ebulição/fusão baixos. Se for angular/polar, encaixa-se melhor com vizinhas e cria dipolos fortes, exigindo mais energia pra quebrar: pontos de fusão/ebulição mais altos.
Passo 4
Densidade tem a ver com “como as moléculas se empacotam” no sólido ou líquido. Moléculas compactas e simétricas (como CCl₄, tetraédrica) se empacotam de forma eficiente, gerando cristais/polímeros mais densos. Formas “abertas” ou muito irregulares criam vazios no arranjo, reduzindo densidade. Além disso, forças intermoleculares mais fortes encurtam distâncias intermoleculares, aumentando densidade.
Passo 5
Vamos ver exemplos rapidinho:
- CO₂ (linear, não polar): só forças de London fracas → sublima fácil (t. fusão/ebulição muito baixo) e baixa densidade de sólido (gelo seco poroso).
- H₂O (angular, polar + H-bond): fortes interações → ponto de fusão/ebulição altos e gelo com boa densidade comparada a vapor.
- CH₄ (tetraédrica, não polar): só London, mas moleculão pequeno → ponto de ebulição −161 °C, densidade de gás bem baixa.
Resposta
A geometria molecular determina o grau de simetria e, consequentemente, o momento dipolar e a eficiência de empacotamento. Moléculas assimétricas e polares formam dipolo–dipolo e ligações de hidrogênio fortes, elevando pontos de fusão e ebulição; formas compactas e simétricas se empacotam melhor, aumentando densidade. Caso contrário, predominam forças de London mais fracas, resultando em PF, PE e densidade menores.