Explique a relação entre os pontos de ebulição dos compostos abaixo e os momentos de dipolo dos mesmos e diga qual interação intermolecular os compostos realizam.
Composto
Massa
molecular
Ponto de ebulição
(K)
Momento de dipolo
(D)
Propano 44 231 0,1
Acetaldeído 44 294 2,7

Passo 1

Vou listar claramente o que o enunciado dá e o que pede (peguei estes números do texto fornecido).
Dados (cada número em unidade indicada):
  • Composto 1: Propano
    • massa molecular =44
    • ponto de ebulição =231\\ \mathrm{K}
    • momento de dipolo \mu=0{,}1\\ \mathrm{D}
  • Composto 2: Acetaldeído (etanal)
    • massa molecular =44
    • ponto de ebulição =294\\ \mathrm{K}
    • momento de dipolo \mu=2{,}7\\ \mathrm{D}
O que o enunciado pede:
  1. Explicar a relação entre os pontos de ebulição e os momentos de dipolo desses compostos.
  2. Dizer quais interações intermoleculares cada composto realiza.

Passo 2

O que é momento de dipolo e como interpretá‑lo (aula rápida, sem fórmulas pesadas).
  • O momento de dipolo elétrico é uma medida de separação de cargas dentro da molécula: moléculas com cargas parciais positivas e negativas separadas têm momento de dipolo permanente.
  • A unidade usual é o Debye; um valor maior de \mu significa uma molécula mais polar (maior separação/quantidade de cargas).
  • Intuição prática: se \mu é muito pequeno (próximo de 0\\ \mathrm{D}) a molécula é essencialmente apolar; se \mu é grande (alguns Debye) a molécula é polar e tende a interagir por forças que favorecem alinhamentos de cargas opostas entre moléculas.

Passo 3

Breve revisão das forças intermoleculares relevantes (o que procurar num exercício):
  • Forças de London (forças de dispersão): existem entre todas as moléculas. Resultam de flutuações instantâneas de carga e aumentam com a massa molar e a polarizabilidade. Dependem pouco da polaridade permanente.
  • Forças dipolo–dipolo (permanentes): só existem se as moléculas tiverem momento de dipolo permanente; essas forças são adicionais às de London e tendem a aumentar o ponto de ebulição. Aproximação funcional: quanto maior \mu, maior a contribuição dipolo–dipolo.
  • Ligações de hidrogénio ( \mathrm{H}-lig): surgem quando há \mathrm{H} ligado diretamente a \mathrm{N}, \mathrm{O} ou \mathrm{F} (moléculas com doador e aceitador). Essas são mais fortes que dipolo–dipolo comuns e elevam muito o ponto de ebulição.
    No exame: comparar massa molar (para dispersão), polaridade e presença de doadores/aceitadores de \mathrm{H}.

Passo 4

Aplicando à comparação: por que comparar duas moléculas com mesma massa molar é uma boa ideia?
  • Quando duas substâncias têm a mesma massa molecular ( 44 aqui), a contribuição das forças de London tende a ser semelhante (mesma ordem de grandeza de polarizabilidade). Assim, diferenças grandes no ponto de ebulição devem vir de outras forças — tipicamente da polaridade permanente (dipolo–dipolo) ou de ligações de hidrogênio. Isso simplifica a análise.

Passo 5

Analisando o propano:
  • Momento de dipolo muito pequeno: \mu=0{,}1\\ \mathrm{D}, ou seja, praticamente apolar.
  • Portanto, as interações predominantes entre moléculas de propano são forças de dispersão (London) apenas.
  • Consequência: baixa energia intermolecular média → menor energia térmica necessária para vaporizar → ponto de ebulição mais baixo ( 231\\ \mathrm{K}).

Passo 6

Analisando o acetaldeído:
  • Momento de dipolo significativo: \mu=2{,}7\\ \mathrm{D}. A molécula tem o grupo carbonila (\ce{C=O}), que cria uma separação de cargas grande.
  • Interações presentes: além das forças de dispersão, existem interações dipolo–dipolo permanentes importantes entre moléculas de acetaldeído.
  • Observação sobre ligação de hidrogênio: acetaldeído tem oxigénio com pares livres (aceitador), mas não tem hidrogénio ligado a \mathrm{O}, \mathrm{N} ou \mathrm{F}; portanto não forma ligações de hidrogénio clássicas fortes (pelo menos não como doador). Pode haver interações mais fracas do tipo \mathrm{C–H}\dots\mathrm{O}, mas estas são pequenas comparadas a uma ligação \mathrm{O–H}\dots\mathrm{O}.
  • Consequência: presença de dipolo–dipolo aumenta a atração intermolecular média → é necessária mais energia térmica para separar as moléculas → ponto de ebulição mais alto ( 294\\ \mathrm{K}).

Passo 7

Intuição física rápida com uma fórmula simples (não precisa decorar, só para entender a tendência):
  • A energia típica de interação dipolo–dipolo entre duas moléculas é, em ordem de grandeza, proporcional a
U_{dd}\propto -\frac{\mu^2}{r^3},
onde \mu é o momento de dipolo e r a distância entre centros. Isso mostra que, para mesma distância r, uma molécula com \mu maior terá interação muito mais atrativa (nota: sinal negativo indica atração). Assim, \mu=2{,}7\\ \mathrm{D} dá interações muito maiores que \mu=0{,}1\\ \mathrm{D}.

Passo 8

Ligando isso ao número: diferença de ponto de ebulição
  • Usando os dados: T_{\text{eb, acetaldeído}}-T_{\text{eb, propano}}=294\\ \mathrm{K}-231\\ \mathrm{K}=63\\ \mathrm{K}.í
  • Interpretação: com mesma massa, essa diferença grande ( 63\\ \mathrm{K} ) reflete a presença de interações adicionais (dipolo–dipolo) em acetaldeído que não existem no propano.

Passo 9

Resumo final prático (como responder numa prova):
  • Compare massas molares primeiro (aqui iguais → descartam-se grandes diferenças na dispersão).
  • Verifique momentos de dipolo/funcionais: acetaldeído tem carbonila e \mu grande → dipolo–dipolo relevantes; propano é apolar → só dispersão.
  • Pergunte sempre sobre doadores de \mathrm{H} para ver se há ligações de hidrogênio fortes.

Resposta

Propano: ponto de ebulição baixo ( 231\\ \mathrm{K}) porque é praticamente apolar ( \mu=0{,}1\\ \mathrm{D}); a interação intermolecular dominante são forças de dispersão (London).
Acetaldeído: ponto de ebulição mais alto ( 294\\ \mathrm{K}) porque é polar ( \mu=2{,}7\\ \mathrm{D}); além das forças de dispersão, apresenta interações dipolo–dipolo permanentes (não forma ligações de hidrogênio fortes como doador), o que explica o aumento do ponto de ebulição em relação ao propano.

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