A partir de forças intermoleculares, explique a diferença nos pontos de ebulição para o metano ( \mathrm{CH}_{4} ), -161^{\circ} \mathrm{C} e para o metanol, 65^{\circ} \mathrm{C}\left(\mathrm{CH}_{3} \mathrm{OH}\right).

Passo 1

O enunciado pede para entender, por meio das forças intermoleculares, por que o metano \mathrm{CH}_{4} ferve a -161^\circ\mathrm{C} enquanto o metanol \mathrm{CH}_{3}\mathrm{OH} ferve a 65^\circ\mathrm{C}. O conteúdo é forças intermoleculares: forças de London (dispersion), dipolo–dipolo e ligações de hidrogênio.

Passo 2

O metano é uma molécula tetraédrica e apolar:
• Não há diferença significativa de eletronegatividade entre C e H.
• Logo, não existe momento dipolar permanente.
• A única interação possível entre moléculas de \mathrm{CH}_{4} são as forças de London, que são muito fracas (dependem de flutuações momentâneas de carga).
Por causa dessas forças de London fracas, pouca energia térmica é necessária para separar as moléculas de metano no estado gasoso, resultando num ponto de ebulição muito baixo de -161^\circ\mathrm{C}.

Passo 3

O metanol, por outro lado, é uma molécula polar com grupo \mathrm{OH}:
• Há um dipolo permanente O–H (oxigênio é bastante eletronegativo).
• Isso permite interações de dipolo–dipolo fortes.
• Além disso, forma ligações de hidrogênio entre o hidrogênio do –OH de uma molécula e o par livre de oxigênio de outra. Essas ligações são notavelmente mais fortes que as forças de London.

Passo 4

Como as ligações de hidrogênio exigem muito mais energia para serem rompidas do que as forças de London do metano, o metanol precisa de uma temperatura bem mais alta para passar ao estado gasoso, daí seu ponto de ebulição de 65^\circ\mathrm{C}.

Resposta

A grande diferença nos pontos de ebulição se deve ao fato de que o metano só apresenta forças de London (muito fracas), enquanto o metanol forma ligações de hidrogênio fortes, exigindo muito mais energia para ebulição.

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