Pontos de ebulição

Os líquidos são mantidos juntos por interações fracas entre suas moléculas. Para fazer a transição para a fase gasosa, uma molécula deve obter energia suficiente do calor ou de outras fontes para superar essas interações.

Vamos considerar um recipiente fechado de um líquido puro à temperatura ambiente. Algumas das moléculas da fase líquida na superfície ganham energia suficiente para evaporar, e parte desse vapor perde energia e se condensa de volta ao líquido. Quando as taxas de evaporação e condensação são as mesmas, o líquido e o vapor atingem o equilíbrio. Neste ponto, o espaço acima do líquido está saturado de vapor e não há alteração líquida na quantidade de líquido e vapor no recipiente. A pressão exercida pelo vapor é chamada de pressão de vapor.

Agora, considere um recipiente aberto de líquido. Aqui o vapor pode escapar, evitando que a área acima do líquido fique saturada. Assim, a evaporação pode continuar até que não haja mais líquido. À medida que a temperatura de um líquido aumenta, também aumenta a taxa de evaporação e, portanto, a pressão de vapor. Se calor suficiente for adicionado, as moléculas mais profundas no líquido começam a vaporizar, o que vemos como bolhas de vapor se formando.

Isso é chamado de ebulição e começa quando a pressão de vapor do composto é igual à pressão atmosférica. A temperatura na qual isso ocorre é o ponto de ebulição. Como cada substância pura tem diferentes tipos e intensidades de interações intermoleculares, diferentes substâncias têm diferentes pontos de ebulição.

Agora, vamos dar uma olhada em como as interações intermoleculares afetam o ponto de ebulição. Muitas interações intermoleculares envolvem áreas com densidade eletrônica desigual chamadas dipolos. Todas as moléculas têm breves flutuações em sua distribuição de elétrons, portanto, mesmo moléculas apolares podem ter dipolos temporariamente. Em resposta, dipolos opostos se formam em moléculas próximas.

As forças atrativas entre dipolos temporários e induzidos são chamadas de forças de dispersão de London e são as interações dominantes entre moléculas apolares como hidrocarbonetos. As forças de dispersão de London são mais fortes entre moléculas grandes com muitos elétrons porque essas moléculas mantêm seus elétrons fracamente, tornando mais fácil para as moléculas vizinhas afetarem sua distribuição de elétrons.

Por exemplo, um alcano não ramificado de alto peso molecular tem um ponto de ebulição mais alto do que um alcano não ramificado de menor peso molecular. Além disso, um alcano não ramificado tem um ponto de ebulição mais alto do que um alcano ramificado com peso molecular comparável devido à sua maior área de superfície.

Moléculas com ligações polares têm dipolos permanentes, permitindo interações dipolo-dipolo regulares entre elas. As interações dipolo-dipolo são mais fortes do que as forças de dispersão de Londres, por isso geralmente é necessária mais energia térmica para ferver líquidos polares do que líquidos apolares. Por exemplo, o ponto de ebulição de um cloropentano, uma molécula polar, é 108 °C. O hexano, que é semelhante em área de superfície, mas não possui dipolo, tem um ponto de ebulição mais baixo.

Moléculas com um hidrogênio ligado covalentemente a um átomo mais eletronegativo e um átomo de retirada de elétrons com um par de elétrons solitário são capazes de ligações de hidrogênio. As ligações de hidrogênio são mais fortes do que as interações dipolo-dipolo e as forças de dispersão de Londres, por isso é preciso ainda mais energia térmica para superá-las. Por exemplo, propano e etanol têm pesos moleculares e áreas de superfície semelhantes. Mas o ponto de ebulição do propano é muito menor do que o do etanol porque as moléculas de etanol podem formar ligações de hidrogênio umas com as outras, enquanto o propano não.

Neste laboratório, você usará o método capilar para determinar o ponto de ebulição de dois solventes orgânicos.