3F. 6 Identifique, apresentando suas razões, que substância em cada par tem, provavelmente, o ponto de ebulição normal mais alto:
(b) NaCl ou \mathrm{CHCl}_{3}

Passo 1

O que o enunciado pede: identificar qual das duas substâncias tem, provavelmente, o ponto de ebulição normal mais alto, e justificar a escolha.
Informações dadas / relevantes sobre as substâncias:
  • \mathrm{NaCl}: cloreto de sódio, composto iônico formado por íons \mathrm{Na^+} e \mathrm{Cl^-}.
  • \mathrm{CHCl_3}: clorofórmio, molécula neutra, covalente, polar (átomo de hidrogênio ligado a carbono; três átomos de cloro muito eletronegativos).
  • A pergunta refere-se ao ponto de ebulição normal (isto é, temperatura em que a pressão de vapor iguala 1\\ \mathrm{atm}).

Passo 2

Conceitos essenciais (mini-aula): o que determina o ponto de ebulição
  • Definição: o ponto de ebulição de uma substância é a temperatura na qual sua pressão de vapor iguala a pressão externa (aqui, 1\\ \mathrm{atm}). Para que ocorra ebulição, é preciso fornecer energia suficiente para vencer as interações que mantêm as partículas unidas no líquido (ou, no caso de um sólido iônico, na rede cristalina).
  • Tipos de interações (da mais fraca para a mais forte, em geral):
    1. Forças de London (dispersion): atração induzida entre nuvens eletrônicas; aumentam com massa molar e polarizabilidade.
    2. Dipolo–dipolo: atração entre moléculas polares permanentes.
    3. Ligação por hidrogênio: caso particular forte entre \mathrm{H} ligado a \mathrm{O, N} ou \mathrm{F} e um par de elétrons de outra molécula.
    4. Ligações iônicas / energia reticular: atrações eletrostáticas entre íons de cargas opostas numa rede cristalina — tipicamente muito maiores que as forças intermoleculares entre moléculas neutras.
  • Fórmula qualitativa da força Coulombiana (para entender energia iônica): F = k\frac{|q_1 q_2|}{r^2},onde F é a força, k é a constante eletrostática, q_1 e q_2 são as cargas dos íons e r é a distância entre centros. Energia reticular (ordem de grandeza) escala com \dfrac{|q_+ q_-|}{r} — cargas maiores e íons menores aumentam a energia da rede.
  • Como interpretar: quanto mais fortes as interações que seguram as partículas, maior a energia (entalpia) necessária para passar ao vapor e, portanto, maior o ponto de ebulição.

Passo 3

Aplicando os conceitos a \mathrm{NaCl}
  • Natureza: composto iônico sólido. As unidades \mathrm{Na^+} e \mathrm{Cl^-} estão organizadas numa rede cristalina mantida por fortes atrações eletrostáticas.
  • Magnitude típica: a energia reticular da \mathrm{NaCl} é grande (aproximadamente \sim 787\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}} como ordem de grandeza), ou seja, é preciso uma energia muito alta para separar íons do sólido e formar vapor iônico.
  • Estados a temperaturas comuns: \mathrm{NaCl} é sólido à temperatura ambiente; seu ponto de fusão é aproximadamente \,801^\circ\mathrm{C} e seu ponto de ebulição é aproximadamente \,1413^\circ\mathrm{C}. Esses valores ilustram que a transição para fase gasosa requer temperaturas muito altas, devido à força das interações iônicas.

Passo 4

Aplicando os conceitos a \mathrm{CHCl_3}
  • Natureza: molécula covalente neutra e polar. Há interação dipolo–dipolo por causa da assimetria na distribuição eletrônica; também existem forças de London relativamente grandes porque a molécula tem átomos pesados ( \mathrm{Cl}) e alta polarizabilidade. Contudo, não há ligação por hidrogênio importante, porque o hidrogênio está ligado a carbono, não a \mathrm{O, N} ou \mathrm{F}.
  • Magnitude típica: energias intermoleculares entre moléculas de \mathrm{CHCl_3} são da ordem de dezenas de quilojoules por mol (por exemplo, entalpia de vaporização próxima de \sim 30\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}).
  • Estado e ponto de ebulição: \mathrm{CHCl_3} é líquido à temperatura ambiente; seu ponto de ebulição normal é \approx 61{,}2^\circ\mathrm{C}. Isso mostra que as forças intermoleculares, embora não desprezíveis (maiores que em moléculas muito leves), são muito menores que a energia reticular de um sal iônico como \mathrm{NaCl}.

Passo 5

Comparação direta e conclusão física
  • Comparando ordens de grandeza: \text{energia reticular de }\mathrm{NaCl}\sim 787\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}} \qquad\text{versus}\qquad \Delta_{\mathrm{vap}}\text{ de }\mathrm{CHCl_3}\sim 30\\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}.A energia necessária para separar íons em \mathrm{NaCl} é uma ordem de magnitude (ou mais) maior que a energia necessária para vaporizar \mathrm{CHCl_3}.
  • Interpretação simples e prática: ligações iônicas (em \mathrm{NaCl}) são muito mais fortes que as forças intermoleculares entre moléculas neutras (em \mathrm{CHCl_3}); portanto, \mathrm{NaCl} tem um ponto de ebulição normal muito mais alto.
  • Exemplos numéricos reais (para confirmar a tendência): ponto de ebulição de \mathrm{CHCl_3} \approx 61{,}2^\circ\mathrm{C}; ponto de ebulição de \mathrm{NaCl} \approx 1413^\circ\mathrm{C}. Logo, \mathrm{NaCl} é bem mais alto.

Resposta

\mathrm{NaCl}

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