1. O tetracloreto de carbono ( \mathrm{CCl}_{4} ) tem p.e =77^{\circ} \mathrm{C} e o clorofórmio ( \mathrm{CHCl}_{3} ) tem p.e =62^{\circ} \mathrm{C}. Que tipo de forças são responsáveis por esse resultado?

Passo 1

O enunciado fornece os pontos de ebulição e pede para identificar as forças responsáveis por essa diferença:
  • Ponto de ebulição do tetracloreto de carbono: \mathrm{CCl_4}, 77^\circ\mathrm{C}.
  • Ponto de ebulição do clorofórmio: \mathrm{CHCl_3}, 62^\circ\mathrm{C}.
    Pergunta: que tipo de forças intermoleculares explicam por que \mathrm{CCl_4} tem p.e. maior que \mathrm{CHCl_3}?

Passo 2

Identificar a forma e a polaridade das moléculas (isso é essencial para decidir que forças atuam).
  • \mathrm{CCl_4}: geometria tetraédrica com quatro átomos de Cl idênticos ao redor do C. Os vetores de dipolo C–Cl se cancelam pela simetria, portanto a molécula é praticamente apolar (dipolo resultante ≈ zero).
  • \mathrm{CHCl_3}: também é tetraédrica, mas com três Cl e um H: a simetria não cancela completamente os dipolos, então \mathrm{CHCl_3} tem um dipolo molecular permanente (é polar).

Passo 3

Listar quais forças intermoleculares são possíveis aqui e explicar cada uma de forma simples:
  • Forças de dispersão de London (forças de van der Waals induzidas): existem entre todas as moléculas; vêm de flutuações momentâneas da nuvem eletrônica que induzem dipolos em vizinhas. A intensidade cresce com a massa molar e com a polarizabilidade (nuvem eletrônica mais “mole” → mais facilmente distorcida).
  • Forças dipolo–dipolo: atuam entre moléculas com dipolo permanente, alinhando pólos opostos; são geralmente mais fortes que dispersion para moléculas de massa parecida.
  • Ligações de hidrogênio: ocorrem quando H está ligado a \mathrm{F},\mathrm{O} ou \mathrm{N}; aqui o H está ligado a C, então NÃO há ligação de hidrogênio significativa em \mathrm{CHCl_3}.

Passo 4

Comparar massas molares e polarizabilidade (isto ajuda a ver qual força domina).
Calcular massas molares aproximadas (pegando massas atômicas típicas):
  • Para \mathrm{CCl_4}: M(\mathrm{CCl_4}) = 12,01 + 4\times 35,45 = 153,81\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}.
  • Para \mathrm{CHCl_3}: M(\mathrm{CHCl_3}) = 12,01 + 1,008 + 3\times 35,45 = 119,37\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}.
Como M(\mathrm{CCl_4}) é bem maior, a nuvem eletrônica total é mais polarizável em \mathrm{CCl_4}, gerando forças de dispersão de London mais fortes.

Passo 5

Interpretar o efeito dessas forças sobre o ponto de ebulição:
  • Embora \mathrm{CHCl_3} seja polar e apresente interações dipolo–dipolo, a diferença de massa e de polarizabilidade é grande o suficiente para que as forças de dispersão em \mathrm{CCl_4} tornem suas interações intermoleculares mais fortes no conjunto.
  • Resultado prático: maior energia (temperatura) é necessária para separar as moléculas de \mathrm{CCl_4} do líquido para o vapor → p.e.(\mathrm{CCl_4})>p.e.(\mathrm{CHCl_3}).

Passo 6

Resumo didático rápido (para usar numa prova): identifique polaridade pela geometria; calcule ou compare massas molares; verifique presença/ausência de H ligado a \mathrm{O,N,F}. Aqui:
  • \mathrm{CCl_4} é apolar e tem massa molar maior → fortes forças de dispersão (London).
  • \mathrm{CHCl_3} é polar → tem forças dipolo–dipolo, mas sem ligação de hidrogênio e com menor massa molar.

Resposta

As forças de dispersão de London (forças de van der Waals) são as principais responsáveis pelo maior ponto de ebulição de \mathrm{CCl_4}; \mathrm{CHCl_3} também apresenta forças dipolo–dipolo (por ser polar), mas não há ligação de hidrogênio.

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