Explique por que o \mathrm{F}_{2} e o \mathrm{Cl}_{2} são gases, o \mathrm{Br}_{2} é um líquido e i \mathrm{I}_{2} é um sólido em temperatura ambiente?

Passo 1

O enunciado pede que eu explique por que as espécies \mathrm{F}_2 e \mathrm{Cl}_2 são gases, \mathrm{Br}_2 é líquido e \mathrm{I}_2 é sólido em temperatura ambiente. Informações dadas/assumidas que vou usar:
  • As substâncias são as moléculas diatômicas: \mathrm{F}_2, \mathrm{Cl}_2, \mathrm{Br}_2, \mathrm{I}_2.
  • “Temperatura ambiente” vou considerar como aproximadamente \,25^\circ\mathrm{C}.
  • O objetivo é explicar a razão das diferentes fases (gás, líquido, sólido) dessas moléculas à mesma temperatura ambiente.

Passo 2

Primeiro conceito importante: o estado físico (sólido, líquido, gás) de uma substância molecular depende do equilíbrio entre duas coisas:
  • A energia cinética média das moléculas, que aumenta com a temperatura (quanto maior a temperatura, mais as moléculas querem se afastar umas das outras).
  • As forças de atração intermolecular entre as moléculas, que tentam mantê‑las juntas.
Se a energia cinética é muito maior que as forças intermoleculares, a substância será gás. Se as forças intermoleculares são fortes o bastante para vencer a tendência de separação, obtemos líquido ou sólido. Não confundir: as ligações dentro da molécula (ligações covalentes que unem os dois átomos) são fortes, mas não determinam se a amostra macroscópica será sólida/ líquida/ gás — isso é papel das forças entre moléculas.

Passo 3

Quais forças intermoleculares existem, em termos simples?
  • Forças de London (dispersion forces): aparecem em todas as moléculas, especialmente relevantes em moléculas não polares. São causadas por flutuações instantâneas da nuvem eletrônica que induzem dipolos instantâneos e dipolos induzidos nas vizinhas.
  • Dipolo–dipolo e ligação de hidrogênio: importantes quando as moléculas têm dipolo permanente ou átomos H ligados a O/N/F.
    As diatômicas halogênio \mathrm{F}_2,\mathrm{Cl}_2,\mathrm{Br}_2,\mathrm{I}_2 são apolares (dois átomos iguais), logo as forças de London são as dominantes. Portanto, a diferença entre gasoso/líquido/sólido aqui vem basicamente da intensidade das forças de London.

Passo 4

Expliquei o que são forças de London e por que elas variam. Agora mostro o que determina a intensidade dessas forças:
  • Origem: flutuações na distribuição eletrônica de uma molécula criam dipolos instantâneos que induzem dipolos em moléculas vizinhas; essas interações atrativas são as forças de London.
  • Fatores que aumentam a força de London:
    1. Maior número de elétrons (nuvem eletrônica maior) → mais fácil formar dipolos instantâneos grandes.
    2. Maior tamanho/volume molecular (nuvem eletrônica mais difusa) → maior polarizabilidade.
    3. Superfície de contato entre moléculas também ajuda (moléculas maiores conseguem interação mais forte).
  • Resumo prático: quanto maior a massa atômica e o número de elétrons da molécula, mais polarizável ela é e mais fortes são as forças de London.

Passo 5

Vou quantificar a tendência com massas molares e número de elétrons (valores aproximados, só para comparar):
  • \mathrm{F}_2: massa molar \approx 38\\ \mathrm{g\,mol^{-1}}; elétrons totais por molécula: 9+9=18.
  • \mathrm{Cl}_2: massa molar \approx 71\\ \mathrm{g\,mol^{-1}}; elétrons totais: 17+17=34.
  • \mathrm{Br}_2: massa molar \approx 160\\ \mathrm{g\,mol^{-1}}; elétrons totais: 35+35=70.
  • \mathrm{I}_2: massa molar \approx 254\\ \mathrm{g\,mol^{-1}}; elétrons totais: 53+53=106.
Observe a progressão: de \mathrm{F}_2 para \mathrm{I}_2 a massa e o número de elétrons aumentam bastante, então a polarizabilidade e as forças de London também aumentam bastante.

Passo 6

Agora mostro como isso se reflete em temperaturas de mudança de fase (valores aproximados observados):
  • Ponto de ebulição de \mathrm{F}_2: \approx -188^\circ\mathrm{C}.
  • Ponto de ebulição de \mathrm{Cl}_2: \approx -34^\circ\mathrm{C}.
  • Ponto de fusão de \mathrm{Br}_2: \approx -7,2^\circ\mathrm{C} e ponto de ebulição \approx 58,8^\circ\mathrm{C}.
  • Ponto de fusão de \mathrm{I}_2: \approx 113,7^\circ\mathrm{C}.
Comparando com temperatura ambiente \,25^\circ\mathrm{C}:
  • \mathrm{F}_2 e \mathrm{Cl}_2: seus pontos de ebulição são muito abaixo de \,25^\circ\mathrm{C}, portanto à \,25^\circ\mathrm{C} elas estão no estado gasoso.
  • \mathrm{Br}_2: tem ponto de fusão abaixo de \,25^\circ\mathrm{C} e ponto de ebulição acima de \,25^\circ\mathrm{C}, portanto à \,25^\circ\mathrm{C} está líquido.
  • \mathrm{I}_2: seu ponto de fusão \,113,7^\circ\mathrm{C} é muito acima de \,25^\circ\mathrm{C}, então à \,25^\circ\mathrm{C} está sólido.
Isso confirma empiricamente que as forças intermoleculares aumentam ao subir na coluna dos halogênios, levando à mudança de fase observada.

Passo 7

Intuição e dica de prova (sem decorar números): ao comparar moléculas apolares relacionadas (mesma família), verifique a massa molecular / número de elétrons / tamanho. Quanto maiores, mais fortes as forças de London e maior a tendência de a substância estar líquida ou sólida à temperatura dada. Em questões, se perceber que as moléculas são apolares e difiram por massa, a explicação padrão é diferença de polarizabilidade → diferença nas forças de dispersão de London → diferenças nos pontos de fusão/ebulição.

Resposta

Porque, sendo todas moléculas apolares, a fase à temperatura ambiente é controlada pelas forças de London (dispersion). Essas forças aumentam muito quando aumenta a massa atômica e o número de elétrons (maior polarizabilidade): \mathrm{F}_2 e \mathrm{Cl}_2 têm nuvens eletrônicas pequenas e forças de London fracas (portanto são gases a \,25^\circ\mathrm{C}), \mathrm{Br}_2 tem forças intermoleculares intermediárias (líquido a \,25^\circ\mathrm{C}) e \mathrm{I}_2 tem nuvem eletrônica grande e forças de London fortes (sólido a \,25^\circ\mathrm{C}).

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