Que forças intermoleculares têm de ser vencidas para:
Levar o bromo molecular à ebulição
Levar o bromo molecular à ebulição
Passo 1
O que o enunciado pede: identificar quais forças intermoleculares precisam ser vencidas para levar o bromo molecular à ebulição.
Informações relevantes dadas / óbvias sobre o problema:
- A espécie em questão é o bromo molecular, que escrevemos como
. - A ebulição significa passar do líquido para o gás, portanto é preciso vencer as forças que mantêm as moléculas unidas no líquido.
Passo 2
Primeiro, vamos entender a natureza de
.
é uma molécula diatômica formada por dois átomos de bromo idênticos; como os átomos têm a mesma eletronegatividade, a molécula é apolar (sem dipolo permanente). Então concluímos: não existem dipolos permanentes em
.
O que isso implica (de forma simples)? Se a molécula é apolar:
- Não há forças dipolo-dipolo permanentes.
- Não há possibilidade de ligação de hidrogênio entre moléculas de
.
Logo, as forças intermoleculares que restam são as forças de dispersão (forças de London) que atuam entre moléculas apolares.
Passo 3
Explicando as principais classes de forças intermoleculares (resumido, para decidir o que vale para
):
- Forças iônicas: entre íons — não aplicável a
(molécula neutra). - Dipolo-dipolo (permanente): entre moléculas polares — não aplicável porque
é apolar. - Ligação de hidrogênio: caso especial do dipolo-dipolo envolvendo H ligado a F/O/N — não aplicável.
- Forças de dispersão (London): presentes em todas as moléculas, dominantes em moléculas apolares como
.
Passo 4
Agora, uma “aula” curta sobre forças de dispersão de London (muito importante para a prova):
- O que são: são atrações causadas por dipolos instantâneos e induzidos. Mesmo numa molécula apolar, em um dado instante a distribuição de elétrons pode ser assimétrica, criando um dipolo instantâneo. Esse dipolo instantâneo induz um dipolo em uma molécula vizinha; a interação dipolo–dipolo resultante é atrativa.
- Como se descreve qualitativamente: a energia de interação de London entre duas partículas, em função da distância intermolecular
, tem a forma típica
onde
é uma constante positiva que depende da polarizabilidade das partículas e suas propriedades eletrônicas. Aqui:
-
é a distância entre centros das moléculas; -
cresce com a polarizabilidade. - O que é polarizabilidade (
)? É a facilidade com que a nuvem eletrônica de uma molécula é distorcida por um campo elétrico (real ou de um dipolo vizinho). Átomos maiores e com elétrons mais distantes do núcleo são mais polarizáveis. - Consequência prática: moléculas maiores / mais massivas e mais polarizáveis têm forças de dispersão mais fortes, portanto pontos de ebulição maiores.
Passo 5
Aplicando isso a
:
- O bromo é relativamente pesado (comparado, por exemplo, ao cloro
) e tem muitos elétrons — isso torna bastante polarizável. - Por isso as forças de dispersão entre moléculas de
são relativamente fortes, suficientes para que seja líquido à temperatura ambiente e apresente um ponto de ebulição relativamente alto para um halogênio diatômico (o ponto de ebulição do bromo é aproximadamente , enquanto o do cloro é aproximadamente ; esses números ilustram o efeito do aumento de massa/polarizabilidade).
Passo 6
Religando ao objetivo prático (o que precisa ser vencido para ebulição): para vaporizar
é preciso fornecer energia suficiente para vencer as atrações intermoleculares que mantêm as moléculas no líquido — e, no caso de
, a atração principal a ser vencida são as forças de dispersão (forças de London, também chamadas de forças de van der Waals induzidas).
Observação motivadora: não desanime — na prova, quando vir uma molécula apolar e pesada, já acenda a luzinha: “forças de dispersão dominam”. Isso resolve a maior parte das perguntas desse tipo.
Resposta
Forças de dispersão de London (forças de van der Waals, dipolo instantâneo — dipolo induzido).