5-O metanol ( \mathrm{CH}_{3} \mathrm{OH} ) tem um ponto de ebulição de 65^{\circ} \mathrm{C}, enquanto a metilamina ( \mathrm{CH}_{3} \mathrm{NH}_{2} ) o ponto de ebulição é -6^{\circ} \mathrm{C}. Justifique essas diferença. ( \mathbf{0 , 1 5} pontos)

Passo 1

O enunciado fornece duas substâncias e seus pontos de ebulição e pede que se justifique a diferença observada:
  • Metanol: \mathrm{CH_3OH} com ponto de ebulição \,65^\circ\mathrm{C}.
  • Metilamina: \mathrm{CH_3NH_2} com ponto de ebulição -6^\circ\mathrm{C}.
Pergunta: justificar por que o metanol tem ponto de ebulição muito mais alto que a metilamina.

Passo 2

O que significa ter ponto de ebulição maior?
  • O ponto de ebulição é a temperatura em que as moléculas do líquido recebem energia suficiente para vencer as forças que as mantêm juntas na fase líquida e passarem para a fase vapor.
  • Portanto, um líquido com ponto de ebulição maior possui, em geral, interações intermoleculares mais fortes entre suas moléculas; é preciso fornecer mais energia térmica para separá-las.

Passo 3

Quais são as forças intermoleculares relevantes aqui? Vou explicar cada uma de forma simples:
  • Forças de dispersão (forças de London): existem sempre, crescem com a massa e com a facilidade de polarizar a nuvem eletrônica.
  • Dipolo–dipolo: ocorrem entre moléculas polares; quanto maior a polaridade, maior essa contribuição.
  • Ligações de hidrogênio (H-bonds): são um tipo forte de interação intermolecular que ocorre quando um átomo de hidrogênio está ligado covalentemente a um átomo muito eletronegativo (tipicamente \mathrm{O}, \mathrm{N} ou \mathrm{F}) e interage com um par de elétrons não ligantes (lone pair) em outro átomo eletronegativo. Essas ligações são bem mais fortes que dipolo–dipolo comuns e explicam muitos pontos de ebulição elevados.

Passo 4

Vamos checar se a diferença de massa molar pode explicar a diferença (frequente causa de diferença de forças de dispersão). Calcular massas molares aproximadas usando massas atômicas: \mathrm{C}\approx12{,}01, \mathrm{H}\approx1{,}01, \mathrm{O}\approx16{,}00, \mathrm{N}\approx14{,}01.
  • Metanol \mathrm{CH_3OH}: M(\mathrm{CH_3OH}) = 12{,}01 + 4\cdot 1{,}01 + 16{,}00 \approx 32{,}05\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}.
  • Metilamina \mathrm{CH_3NH_2}: M(\mathrm{CH_3NH_2}) = 12{,}01 + 5\cdot 1{,}01 + 14{,}01 \approx 31{,}07\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}.
Conclusão: as massas molares são muito parecidas ( \approx32 vs \approx31 g·mol ^{-1}), então a diferença de ponto de ebulição NÃO é explicada por forças de dispersão significadamente diferentes.

Passo 5

Agora olhe para a estrutura e capacidade de formar ligações de hidrogênio:
  • Metanol \mathrm{CH_3OH}: possui um grupo \mathrm{O\!-\!H}. O oxigênio é bastante eletronegativo e tem dois pares não ligantes (lone pairs). Assim, cada molécula pode:
    • Doar um próton em uma ligação de hidrogênio (o hidrogênio ligado ao O é um bom doador).
    • Aceitar ligações de hidrogênio através dos pares não ligantes do O (bom aceitador).
      Resultado: capacidades fortes e eficientes de formação de H-bonds entre moléculas de metanol, formando uma rede de interações relativamente robusta mesmo para moléculas pequenas.
  • Metilamina \mathrm{CH_3NH_2}: possui um grupo \mathrm{N\!-\!H}. O nitrogênio é menos eletronegativo que o oxigênio e tem um par não ligante; cada molécula pode doar até dois \mathrm{N\!-\!H} como doadores e pode aceitar H-bond com o lone pair do N. Porém:
    • Os \mathrm{N\!-\!H} são menos polarizados que os \mathrm{O\!-\!H}, logo doam ligações de hidrogênio mais fracas.
    • O nitrogênio tem menos capacidade (ou melhor dizendo, ligações H menos fortes) que o oxigênio para estabilizar uma rede extensa de H-bonds.

Passo 6

Comparação qualitativa da força das H-bonds:
  • A força de uma ligação de hidrogênio depende da polaridade da ligação X–H (X = átomo eletronegativo) e da densidade eletrônica no átomo aceitador (pares livres). O oxigênio, sendo mais eletronegativo que o nitrogênio, cria ligações \mathrm{O\!-\!H} mais polares do que as ligações \mathrm{N\!-\!H}. Portanto, em média, uma H-bond \mathrm{O\!-\!H}\cdots \mathrm{O} é mais forte que uma \mathrm{N\!-\!H}\cdots \mathrm{N} ou \mathrm{N\!-\!H}\cdots \mathrm{O}.
  • Um exemplo conhecido que ajuda a intuição: água versus amônia. Água ( \mathrm{H_2O}) tem ponto de ebulição \,100^\circ\mathrm{C}, enquanto amônia ( \mathrm{NH_3}) tem ponto de ebulição -33^\circ\mathrm{C}. Ambas são pequenas e ligeiramente diferentes em massa, mas a grande diferença vem do fato de que as H-bonds envolvendo oxigênio (em água) são muito mais fortes que as envolvendo nitrogênio (em amônia). Esse exemplo é análogo ao caso metanol vs metilamina: metanol (com O–H) se comporta mais como a água em termos de H-bond forte; metilamina (com N–H) se comporta mais como a amônia.

Passo 7

Efeito prático no ponto de ebulição:
  • Como as H-bonds em \mathrm{CH_3OH} são mais fortes e mais eficazes em conectar moléculas umas às outras, é preciso mais energia (temperatura mais alta) para separar as moléculas e vaporizar o líquido. Isso eleva o ponto de ebulição de metanol para \,65^\circ\mathrm{C}.
  • Em \mathrm{CH_3NH_2}, as H-bonds são mais fracas; as moléculas interagem menos fortemente no líquido e portanto a vaporização ocorre a temperatura bem menor, -6^\circ\mathrm{C}.

Passo 8

Resumo simples e intuitivo (para lembrar na prova):
  • Massas molares semelhantes → não explicam a diferença.
  • A diferença principal é a força das ligações de hidrogênio: \mathrm{O\!-\!H} em metanol gera H-bonds mais fortes que as geradas por \mathrm{N\!-\!H} em metilamina. Logo metanol precisa de mais energia para ferver e tem ponto de ebulição bem maior.

Resposta

A diferença ocorre porque o metanol ( \mathrm{CH_3OH}) forma ligações de hidrogênio mais fortes (devido ao grupo \mathrm{O\!-\!H} e à maior eletronegatividade do oxigênio), enquanto a metilamina ( \mathrm{CH_3NH_2}) tem H‑bonds mais fracos ( \mathrm{N\!-\!H}); como as massas molares são quase iguais, a diferença de pontos de ebulição ( 65^\circ\mathrm{C} vs -6^\circ\mathrm{C}) se explica principalmente pela maior intensidade das interações intermoleculares no metanol.

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