3F. 5 Identifique, apresentando suas razões, que substância em cada par tem, provavelmente, o ponto de ebulição mais alto (as estruturas de Lewis podem ajudar nos argumentos):
(a) HCl ou NaCl ;

Passo 1

O enunciado pede que eu identifique — com justificativa — qual das duas substâncias tem, provavelmente, o ponto de ebulição mais alto no par: \mathrm{HCl} ou \mathrm{NaCl}.
Informações relevantes fornecidas implicitamente:
  • As substâncias são \mathrm{HCl} (ácido clorídrico na forma molecular) e \mathrm{NaCl} (cloreto de sódio).
  • Posso usar estruturas de Lewis e argumentos de forças entre partículas para justificar a escolha.

Passo 2

O que é ponto de ebulição e o que determina seu valor (aula rápida):
  • O ponto de ebulição é a temperatura na qual as partículas de uma substância (moléculas ou íons) têm energia suficiente para vencer as forças que as mantêm reunidas no estado líquido/ sólido e passar para o gás.
  • Portanto, quanto mais fortes as forças que mantêm as partículas unidas, maior a energia necessária e maior o ponto de ebulição.
  • Tipos de forças (ordem geral de força, de mais fracas para mais fortes): forças de London (dispersão) < dipolo-dipolo < ligação de hidrogênio (quando presente) < interações iônicas / ligações iônicas em rede cristalina.
  • Para decidir rapidamente numa prova: identificar se a substância forma uma rede iônica (geralmente metal + ametal) ou se é molecular (ametais entre si); verificar possibilidade de ligação de hidrogênio; caso molecular, comparar polaridade e massa molar.

Passo 3

Analisando \mathrm{HCl}:
  • Estrutura de Lewis simples: H ligado a Cl, com três pares de elétrons não ligantes em Cl. Representação: \mathrm{H{-}Cl} com pares em \mathrm{Cl}.
  • Tipo de ligação dentro da molécula: covalente polar (Cl é mais eletronegativo que H), logo cada molécula \mathrm{HCl} tem um momento dipolar.
  • Forças intermoleculares entre moléculas \mathrm{HCl}: principalmente dipolo–dipolo e forças de dispersão de London. Não há ligação de hidrogênio forte porque o hidrogênio não está ligado a \mathrm{N}, \mathrm{O} ou \mathrm{F}.
  • Indício experimental que ajuda num teste: \mathrm{HCl} é gás à temperatura ambiente (estado gasoso indica ponto de ebulição baixo).
  • Valor aproximado do ponto de ebulição: \mathrm{HCl} tem ponto de ebulição cerca de -85,05^\circ\text{C} (ou seja, bem abaixo de 0^\circ\text{C}).

Passo 4

Analisando \mathrm{NaCl}:
  • \mathrm{NaCl} é formado por \mathrm{Na^+} e \mathrm{Cl^-}; não é uma molécula discreta mas sim um sólido iônico com rede cristalina (reticulado).
  • Forças que mantêm a substância coesa: fortes interações eletrostáticas entre íons de cargas opostas (energia reticular alta). De forma qualitativa a energia de rede segue a lei de Coulomb:
E_{\text{reticular}} \propto \frac{q_1 q_2}{r},
onde q_1 e q_2 são as cargas dos íons e r é a distância entre centros (isso mostra por que íons com cargas grandes e distâncias pequenas têm ligações muito fortes).
  • Consequência prática: substâncias iônicas como \mathrm{NaCl} exigem muita energia para separar íons e vaporizar o sólido — logo têm pontos de fusão e ebulição muito altos.
  • Valores aproximados: ponto de fusão de \mathrm{NaCl} cerca de 801^\circ\text{C} e ponto de ebulição cerca de 1413^\circ\text{C}.

Passo 5

Comparação direta e conclusão (como justificar na prova):
  • As forças que mantém \mathrm{NaCl} juntas (interações iônicas na rede cristalina) são muito mais fortes que as forças intermoleculares que mantêm as moléculas de \mathrm{HCl} juntas (dipolo–dipolo e London).
  • Portanto, é necessária muito mais energia térmica para vaporizar \mathrm{NaCl} do que para vaporizar \mathrm{HCl}.
  • Observação prática e rápida para uma prova: metal + ametal → geralmente composto iônico → ponto de ebulição alto; ametal + ametal → geralmente molecular → ponto de ebulição baixo (a não ser que haja fortes ligações intermoleculares como H–ligação).

Passo 6

Dica curta para a prova (truque de bolso):
  • Pergunte-se: “Ionicidade ou molecular?” Se for iônico ( \mathrm{NaCl}), escolha altíssimo ponto de ebulição; se molecular, examine H-ligação/polaridade/massa. Para este par, a resposta é imediata porque \mathrm{NaCl} é iônico e \mathrm{HCl} é molecular gasoso.

Resposta

\mathrm{NaCl}

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