A tabela abaixo apresenta os pontos de ebulição de três substâncias apolares compostas apenas por carbono e hidrogênio:
Substância Fórmula molecular Ponto de ebulição ( { }^{\circ} \mathrm{C} )
Metano \mathrm{CH}_{4} -161
Propano \mathrm{C}_{3} \mathrm{H}_{8} -42
Pentano \mathrm{C}_{5} \mathrm{H}_{12} +36
a) Qual tipo de interação intermolecular predomina entre suas moléculas?
b) Observando os dados da tabela, como o tamanho da molécula influencia o ponto de ebulição dessas substâncias? Explique em termos das interações intermoleculares.
c) Compare o ponto de ebulição do pentano \left(\mathrm{C}_{5} \mathrm{H}_{12}\right., apolar, P.E. \left.=+36{ }^{\circ} \mathrm{C}\right) com o da água \left(\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}\right., polar, P.E. =+100^{\circ} \mathrm{C} ). Ambas possuem tamanho molecular semelhante, mas pontos de ebulição muito diferentes. O que explica essa diferença?

Passo 1

O enunciado fornece uma tabela com três substâncias apolares (carbono + hidrogênio) e seus pontos de ebulição. Vou listar claramente o que foi dado e o que é pedido.
Dados (peguei estes valores da tabela fornecida):
  • Metano: fórmula \mathrm{CH}_4, ponto de ebulição -161^\circ\mathrm{C}.
  • Propano: fórmula \mathrm{C}_3\mathrm{H}_8, ponto de ebulição -42^\circ\mathrm{C}.
  • Pentano: fórmula \mathrm{C}_5\mathrm{H}_{12}, ponto de ebulição +36^\circ\mathrm{C}.
O enunciado pede:
a) Identificar qual tipo de interação intermolecular predomina entre essas moléculas.
b) Explicar como o tamanho da molécula influencia o ponto de ebulição, usando os dados da tabela e falando em termos de interações intermoleculares.
c) Comparar o ponto de ebulição do pentano \left(\mathrm{C}_5\mathrm{H}_{12},\;P.E.=+36^\circ\mathrm{C}\right) com o da água \left(\mathrm{H}_2\mathrm{O},\;P.E.=+100^\circ\mathrm{C}\right) e explicar por que são tão diferentes, apesar de suposto tamanho molecular semelhante.

Passo 2

Resposta a) — qual interação predomina?
  • Resposta curta: nas substâncias apolares formadas só por C e H a interação intermolecular predominante são as forças de dispersão de London (também chamadas de forças de London ou forças de van der Waals do tipo dispersão).
  • Explicação didática (passo a passo, sem pular etapas):
    1. O que são forças de dispersão de London? São interações que surgem porque os elétrons em uma molécula estão sempre se movendo; a distribuição de carga pode ficar momentaneamente desigual, formando um dipolo instantâneo. Esse dipolo instantâneo induz dipolos nos vizinhos, e dipolos induzidos atraem-se mutuamente.
    2. Por que elas aparecem em apolares? Moléculas apolares não têm dipolo elétrico permanente, então não têm forças dipolo–dipolo permanentes; a única maneira de haver atração eletrostática é por essas flutuações temporárias na nuvem eletrônica — ou seja, dispersão de London.
    3. Características principais: são presentes em todas as moléculas (até nas polares), mas em apolares são a força dominante; são de curto alcance e sua intensidade depende fortemente de quão “polarizável” é a molécula (explico polarizabilidade no próximo passo).

Passo 3

Conceito importante antes de usar os dados: polarizabilidade e por que tamanho importa.
  • Polarizabilidade é a facilidade com que a nuvem eletrônica de uma molécula pode ser distorcida por um campo elétrico (ou por um dipolo vizinho). Mais elétrons e uma nuvem mais “espalhada” tornam a molécula mais polarizável.
  • Forças de dispersão ficam mais fortes quando a polarizabilidade é maior. Em termos práticos, moléculas maiores (mais átomos, mais elétrons) e aquelas com maior área de contato entre vizinhos têm dispersões mais fortes. Isso faz com que seja necessária mais energia (calor) para separá-las e transformar em vapor — logo, maior ponto de ebulição.

Passo 4

Resposta b) — explicando o efeito do tamanho usando a tabela
  1. Vou calcular/mostrar as massas molares (para ver o crescimento do número de elétrons):
    • \mathrm{CH}_4:\\ M = 12\cdot1 + 1\cdot4 = 16\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}.
    • \mathrm{C}_3\mathrm{H}_8:\\ M = 12\cdot3 + 1\cdot8 = 44\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}.
    • \mathrm{C}_5\mathrm{H}_{12}:\\ M = 12\cdot5 + 1\cdot12 = 72\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}.
  2. Observação dos pontos de ebulição (da tabela):
    • Metano: -161^\circ\mathrm{C}.
    • Propano: -42^\circ\mathrm{C}.
    • Pentano: +36^\circ\mathrm{C}.
  3. Interpretação passo a passo:
    • Ao passar de \mathrm{CH}_4 para \mathrm{C}_3\mathrm{H}_8 e depois para \mathrm{C}_5\mathrm{H}_{12} a massa molar e o número de elétrons aumentam bastante ( 16 \to 44 \to 72\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}).
    • Como a polarizabilidade aumenta com o número de elétrons e com a extensão da nuvem eletrônica, as forças de dispersão tornam-se progressivamente mais fortes.
    • Forças intermoleculares mais fortes significam que mais energia térmica é necessária para separar moléculas da fase líquida para a gasosa — isto é, o ponto de ebulição sobe.
    • Portanto, o tamanho/massa da molécula influencia o ponto de ebulição porque moléculas maiores produzem forças de dispersão mais intensas, elevando o ponto de ebulição.
  4. Complemento prático: forma e área de contato também contam — cadeias mais longas e menos ramificadas têm maior área de contato entre moléculas (mais pontos de interação), o que aumenta ainda mais o ponto de ebulição. É por isso que, dentro dos alcanos lineares, o ponto de ebulição cresce com o número de carbonos.

Passo 5

Resposta c) — por que a água ferve a +100^\circ\mathrm{C} e o pentano só a +36^\circ\mathrm{C}
  1. Dados relevantes (pegos do enunciado e conhecidos):
    • Pentano: \mathrm{C}_5\mathrm{H}_{12}, P.E.=+36^\circ\mathrm{C}, M\approx72\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}.
    • Água: \mathrm{H}_2\mathrm{O}, P.E.=+100^\circ\mathrm{C}, M\approx18\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}.
  2. Por que a água tem ponto de ebulição muito maior (explicação didática):
    • A água é uma molécula polar: há um dipolo permanente porque o oxigênio é mais eletronegativo que o hidrogênio; isso gera uma separação de cargas estável dentro da molécula.
    • Além disso, a água forma ligações de hidrogênio entre moléculas. Ligações de hidrogênio são interações específicas e relativamente fortes que ocorrem quando um hidrogênio ligado a O, N ou F fica fortemente atraído pelo par eletrônico não-ligante de outro O, N ou F.
    • Cada molécula de água consegue fazer até quatro ligações de hidrogênio (duas como doadora pelos H e duas como aceitadora pelos pares não-ligantes do O), formando uma rede muito coesa.
    • Energia: uma ligação de hidrogênio típica vale várias dezenas de kJ·mol^{-1}, muito maior que as fracas forças de dispersão que mantêm juntas moléculas apolares como o pentano. Resultado: muita energia é necessária para quebrar essa rede de H‑ligação e vaporizar a água — portanto, ponto de ebulição muito elevado.
  3. Conclusão comparativa simples:
    • Pentano: só tem dispersões de London (moderadas porque a molécula é relativamente grande), portanto P.E.=+36^\circ\mathrm{C}.
    • Água: além de dipolo permanente, possui forte interação por ligações de hidrogênio formando uma rede extensa; isso eleva muito o ponto de ebulição para +100^\circ\mathrm{C}.
  4. Nota empática/útil para a prova: quando comparar substâncias, sempre identifique (i) se há dipolo permanente, (ii) se existem H ligados a O/N/F (para checar H‑ligação) e (iii) o tamanho/polarizabilidade (para avaliar dispersões). A partir daí dá para prever tendências de pontos de ebulição.

Passo 6

Recapitulando rapidinho e um incentivo:
  • Resposta curta a cada ponto está logo abaixo. Você já viu o raciocínio por trás: apolares → dispersão; maior massa/área → maior dispersão → maior ponto de ebulição; água bem mais alta por causa de ligações de hidrogênio. Você está indo bem — esses tipos de comparação são muito cobrados, então decorar a ideia (e praticar com exemplos) ajuda muito na prova. Boa sorte!

Resposta

(a) Forças de dispersão de London (forças de van der Waals do tipo dispersão).
(b) À medida que o tamanho (massa/numero de elétrons e área de contato) da molécula aumenta ( M(\mathrm{CH}_4)=16, M(\mathrm{C}_3\mathrm{H}_8)=44, M(\mathrm{C}_5\mathrm{H}_{12})=72\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}), a polarizabilidade cresce, tornando as forças de dispersão mais fortes; isso exige mais energia para vaporizar, logo o ponto de ebulição aumenta (daí -161^\circ\mathrm{C}\to-42^\circ\mathrm{C}\to+36^\circ\mathrm{C}).
(c) Apesar de tamanhos comparáveis, a água forma ligações de hidrogênio fortes e tem dipolo permanente, criando uma rede intermolecular muito mais intensa que as fracas dispersões do pentano; portanto a água tem ponto de ebulição muito mais alto ( +100^\circ\mathrm{C} vs +36^\circ\mathrm{C}).

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