Para cada um dos seguintes pares, estabeleça que substância tem maior Delta H_{m}^{v a p} em seu ponto de ebulição normal:
\mathrm{H}_{2} \mathrm{O} ou \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S};

Passo 1

O enunciado pede para comparar a entalpia molar de vaporização \Delta H_{m}^{\mathrm{vap}} de duas substâncias no seu ponto de ebulição normal: \mathrm{H_2O} ( 100\circC) e \mathrm{H_2S} (− 60\circC). Para isso vamos lembrar que \Delta H_{m}^{\mathrm{vap}} reflete a energia necessária para vencer as forças intermoleculares no líquido.

Passo 2

A teoria básica diz que quanto mais fortes forem as interações intermoleculares no líquido, maior será \Delta H_{m}^{\mathrm{vap}}. As principais interações são:
  1. Ligações de hidrogênio (muito fortes).
  2. Dipolo–dipolo (moderadas).
  3. Forças de London ou de dispersão (mais fracas).

Passo 3

Na água \mathrm{H_2O} cada molécula forma pontes de hidrogênio com vizinhas, que são interações muito fortes. Para vaporizar, é preciso fornecer energia suficiente para quebrar essas ligações. Experimentalmente,
\Delta H_{m}^{\mathrm{vap}}(\mathrm{H_2O})\approx 40{,}7\;\mathrm{kJ/mol}.

Passo 4

No \mathrm{H_2S} as moléculas são polares, mas não formam pontes de hidrogênio — restam apenas dipolo–dipolo fracas e forças de dispersão. Consequentemente, requerem bem menos energia para vaporizar. O valor típico é
\Delta H_{m}^{\mathrm{vap}}(\mathrm{H_2S})\approx 16{,}6\;\mathrm{kJ/mol}.

Passo 5

Comparando os valores, fica claro que as ligações de hidrogênio em \mathrm{H_2O} fazem sua entalpia de vaporização ser muito maior do que a de \mathrm{H_2S}:
\Delta H_{m}^{\mathrm{vap}}(\mathrm{H_2O})>\Delta H_{m}^{\mathrm{vap}}(\mathrm{H_2S}).

Resposta

A substância com maior \Delta H_{m}^{\mathrm{vap}} no ponto de ebulição normal é a água, \mathrm{H_2O}.

Exercícios relacionados