\mathrm{CO}_{2} e \mathrm{SO}_{2} são moléculas que possuem algumas características comuns. Entretanto, a temperatura de ebulição da molécula de \mathrm{SO}_{2} é consideravelmente mais elevada do que a sublimação do \mathrm{CO}_{2}. A que pode esse fato ser atribuído?

Passo 1

O enunciado compara a sublimação de \mathrm{CO}_2 com a ebulição de \mathrm{SO}_2 e pergunta por que a temperatura de ebulição de \mathrm{SO}_2 é bem maior. O conteúdo principal aqui são as forças intermoleculares e como a geometria molecular e a polaridade influenciam o ponto de mudança de fase.

Passo 2

A molécula de \mathrm{CO}_2 é linear e simétrica: o arranjo é O–C–O em 180\circ. Mesmo com ligações polares C=O, a simetria faz com que os vetores dipolares se anulem, tornando a molécula apolar. Assim, \mathrm{CO}_2 só apresenta forças de London (dispersão de Van der Waals), que são relativamente fracas.

Passo 3

A molécula de \mathrm{SO}_2 tem geometria angular (em torno de 120\circ) e é assimétrica. Isso faz com que exista um dipolo permanente em \mathrm{SO}_2. Além das forças de London, ela exibe forças dipolo–dipolo, que são mais intensas. Soma-se a isso o fato de o enxofre ter maior massa molar que o carbono, aumentando a polarizabilidade e, consequentemente, as interações de dispersão também.

Passo 4

Como as forças intermoleculares em \mathrm{SO}_2 (dipolo–dipolo + London) são muito mais fortes que em \mathrm{CO}_2 (só London), é preciso fornecer mais energia térmica para separar as moléculas de \mathrm{SO}_2 no estado líquido e fazê-las entrar em fase gasosa.

Resposta

Esse comportamento se deve ao fato de \mathrm{CO}_2 ser apolar (apenas forças de dispersão de London) enquanto \mathrm{SO}_2 é polar e, além das forças de London, sofre atração dipolo–dipolo significativamente mais forte, exigindo maior temperatura para ebulição.

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