3F. 6 Identifique, apresentando suas razões, que substância em cada par tem, provavelmente, o ponto de ebulição normal mais alto:
(a) \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S} ou \mathrm{H}_{2} \mathrm{Se}

Passo 1

O enunciado pede: identificar, com as devidas razões, qual das duas substâncias tem provavelmente o ponto de ebulição normal mais alto. As substâncias dadas são \mathrm{H_2S} e \mathrm{H_2Se}. Informação explícita do enunciado: apenas os nomes/fórmulas das duas moléculas.

Passo 2

O que é “ponto de ebulição normal” (para alinharmos a linguagem)?
O ponto de ebulição normal é a temperatura na qual uma substância passa do estado líquido para o gasoso à pressão de 1\\ \text{atm}. Em termos práticos para comparar duas moléculas, o que importa é a intensidade das forças intermoleculares: quanto mais fortes forem as forças que mantêm as moléculas unidas no líquido, maior a temperatura necessária para separá-las (maior o ponto de ebulição).

Passo 3

Quais são as forças intermoleculares possíveis e como decidir qual domina aqui?
As principais forças intermoleculares (do mais fraco para o mais forte, em geral) são:
  • Forças de dispersão de London (induzidas / dipolo induzido).
  • Dipolo-dipolo (entre moléculas polares permanentes).
  • Ligações de hidrogênio (quando há H ligado diretamente a N, O ou F).
    Explicação curta sobre cada uma:
  • Forças de London: existem em todas as moléculas; sua intensidade aumenta quando a nuvem eletrônica é maior e mais facilmente polarizável (isto é, com maior número de elétrons e tamanho atômico).
  • Dipolo-dipolo: dependem do momento dipolar da molécula (isto é, quão polar ela é).
  • Ligação de hidrogênio: muito forte, ocorre somente se houver ligação \mathrm{H{-}N}, \mathrm{H{-}O} ou \mathrm{H{-}F}. Essas lig. são ausentes se o H está ligado a elementos menos eletronegativos (como S ou Se).

Passo 4

Aplicando isso a \mathrm{H_2S} e \mathrm{H_2Se}:
  • Ambas têm geometria dobrada (analogamente à água), portanto são moléculas polares: elas apresentam momento dipolar, logo existem interações dipolo-dipolo em ambas.
  • Em nenhuma delas o hidrogênio está ligado a \mathrm{N}, \mathrm{O} ou \mathrm{F}; portanto, NÃO há ligação de hidrogênio em \mathrm{H_2S} nem em \mathrm{H_2Se}.
    Logo, as forças relevantes aqui são dipolo-dipolo e — especialmente — forças de dispersão de London.

Passo 5

Comparação de massa molar e polarizabilidade (quantidade de elétrons e tamanho):
Calculemos massas molares aproximadas usando massas atômicas típicas (valores aproximados do quadro periódico):
  • Hidrogênio: \mathrm{H} \approx 1,008.
  • Enxofre: \mathrm{S} \approx 32,06.
  • Selênio: \mathrm{Se} \approx 78,96.
Massa molar de \mathrm{H_2S}:
M(\mathrm{H_2S}) = 2\times 1,008 + 32,06 = 34,076\\ \text{g·mol}^{-1}\approx 34,08\\ \text{g·mol}^{-1}.
Massa molar de \mathrm{H_2Se}:
M(\mathrm{H_2Se}) = 2\times 1,008 + 78,96 = 80,976\\ \text{g·mol}^{-1}\approx 80,98\\ \text{g·mol}^{-1}.
Comentário didático: quanto maior a massa molar e o tamanho atômico (neste caso, substituindo S por Se), mais extensa e deformável é a nuvem eletrônica da molécula. Isso aumenta a polarizabilidade, e forças de dispersão de London ficam muito mais fortes.

Passo 6

Comparando dipolo versus dispersão:
  • As duas moléculas são polares, mas a diferença de polaridade entre elas não é o fator dominante nesta comparação (os dipolos são da mesma natureza e de magnitudes que não compensam a diferença massiva na dispersibilidade).
  • A diferença significativa é a maior massa molar e maior número de elétrons de \mathrm{H_2Se}, que torna suas forças de dispersão muito mais fortes do que em \mathrm{H_2S}.
    Conclusão lógica (sem nomear ainda o vencedor): a molécula com massa molar e polarizabilidade maiores tenderá a apresentar ponto de ebulição mais alto por causa das forças de dispersão.

Passo 7

Um exemplo paralelo para fixar a ideia (intuição):
  • Compare \mathrm{CH_4} (massa molar \approx 16) com \mathrm{C_4H_{10}} (massa molar \approx 58). Apesar de ambos serem apolares, o butano tem ponto de ebulição muito maior devido às forças de dispersão bem mais fortes. Mesmo raciocínio aqui: aumento de massa e tamanho → forças de dispersão maiores → ponto de ebulição mais alto.
  • Outro contraste: \mathrm{H_2O} tem ponto de ebulição muito mais alto que \mathrm{H_2S} apesar de menor massa, justamente porque \mathrm{H_2O} faz ligações de hidrogênio. Mas no par \mathrm{H_2S} vs \mathrm{H_2Se} nenhum dos dois faz ligação de hidrogênio, então a massa/polarizabilidade é o fator chave.

Passo 8

Valores experimentais (para confirmar a previsão):
  • Ponto de ebulição normal aproximado de \mathrm{H_2S}: -60{,}7\\ ^\circ\text{C}.
  • Ponto de ebulição normal aproximado de \mathrm{H_2Se}: -41{,}5\\ ^\circ\text{C}.
    Esses valores mostram que a segunda substância tem, de fato, ponto de ebulição mais alto, coerente com a explicação pela maior polarizabilidade e massa molar.

Passo 9

Resumo do raciocínio em um par de frases (sem repetir a resposta final diretamente):
  • Ambos são polares e não formam ligações de hidrogênio; portanto, a diferença de pontos de ebulição vem principalmente das forças de dispersão.
  • A molécula com maior massa molar e maior nuvem eletrônica (maior polarizabilidade) terá dispersões mais fortes e, por isso, o ponto de ebulição normal mais alto.

Resposta

\mathrm{H_2Se}

Exercícios relacionados