- O tetracloreto de carbono (
) tem p.e
e o clorofórmio (
) tem p.e
. 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:
, . - Ponto de ebulição do clorofórmio:
, .
Pergunta: que tipo de forças intermoleculares explicam por quetem p.e. maior que ?
Passo 2
Identificar a forma e a polaridade das moléculas (isso é essencial para decidir que forças atuam).
-
: 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). -
: também é tetraédrica, mas com três Cl e um H: a simetria não cancela completamente os dipolos, então 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
ou ; aqui o H está ligado a C, então NÃO há ligação de hidrogênio significativa em .
Passo 4
Comparar massas molares e polarizabilidade (isto ajuda a ver qual força domina).
Calcular massas molares aproximadas (pegando massas atômicas típicas):
Calcular massas molares aproximadas (pegando massas atômicas típicas):
- Para
: . - Para
: .
Como
é bem maior, a nuvem eletrônica total é mais polarizável em
, gerando forças de dispersão de London mais fortes.
Passo 5
Interpretar o efeito dessas forças sobre o ponto de ebulição:
- Embora
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 tornem suas interações intermoleculares mais fortes no conjunto. - Resultado prático: maior energia (temperatura) é necessária para separar as moléculas de
do líquido para o vapor → .
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
. Aqui:
-
é apolar e tem massa molar maior → fortes forças de dispersão (London). -
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
;
também apresenta forças dipolo–dipolo (por ser polar), mas não há ligação de hidrogênio.