O metano (
) tem um ponto de ebulição muito menor do que o da água. Explique esse comportamento com base na ligação entre moléculas em cada uma das duas substâncias.
Passo 1
O enunciado pede para compararmos os pontos de ebulição do metano e da água a partir das forças de atração entre suas moléculas. O conteúdo é forças intermoleculares, isto é, como as moléculas se atraem e quanta energia é preciso para separá-las (ebulição).
Passo 2
O metano tem fórmula molecular
e é uma molécula tetraédrica e apolar. Não existe diferença de eletronegatividade significativa entre o carbono e o hidrogênio para gerar polos elétricos fortes. Logo, as únicas interações entre moléculas de metano são as forças de dispersão de London (forças de Van der Waals), que são fracas porque dependem de flutuações momentâneas de nuvem eletrônica.
Passo 3
A água tem fórmula
e é uma molécula angular muito polar, com diferença grande de eletronegatividade entre oxigênio e hidrogênio. Cada molécula de água forma pontes de hidrogênio (hydrogen bonds) com vizinhas: o átomo de hidrogênio ligado ao oxigênio de uma molécula interage fortemente com o par de elétrons livre de outra molécula.
Passo 4
As pontes de hidrogênio têm energia típica de
a
;kJ/mol, bem maior do que as forças de London em moléculas pequenas como o metano (que são da ordem de poucos kJ/mol). Para ebulição, é necessário fornecer energia para romper as atrações intermoleculares. Como a água precisa romper pontes de hidrogênio fortes, seu ponto de ebulição
à pressão ambiente é muito maior do que o do metano (
).
Resposta
O metano apresenta apenas fracas forças de dispersão de London entre moléculas, exigindo pouca energia para separar as moléculas (ponto de ebulição muito baixo). A água, por sua vez, forma pontes de hidrogênio fortes entre moléculas, exigindo muito mais energia para ebulição, resultando em ponto de ebulição bem maior.