Considere os pontos de ebulição dos haletos de hidrogênio: \mathrm{HF}(293 \mathrm{~K}), \mathrm{HCl}(188 \mathrm{~K}), \mathrm{HBr}(206 \mathrm{~K}) e HI (237 K) [1].
a) Explique a tendência observada nos pontos de ebulição das três últimas substâncias.
b) Por que o HF é uma exceção a essa tendência?

Passo 1

O enunciado fornece os pontos de ebulição dos haletos de hidrogênio:
\mathrm{HF}(293\\ \mathrm{K}), \mathrm{HCl}(188\\ \mathrm{K}), \mathrm{HBr}(206\\ \mathrm{K}) e \mathrm{HI}(237\\ \mathrm{K}).
As perguntas são:
a) Explique a tendência observada nos pontos de ebulição das três últimas substâncias ( \mathrm{HCl}, \mathrm{HBr}, \mathrm{HI}).\n
b) Por que \mathrm{HF} é uma exceção a essa tendência?

Passo 2

O que é ponto de ebulição e por que ele varia: o ponto de ebulição de uma substância é a temperatura em que as moléculas na fase líquida têm energia suficiente (em média) para vencer as forças intermoleculares que as mantêm ligadas e passar à fase gasosa. Logo, quanto mais fortes as forças intermoleculares entre moléculas, maior a temperatura necessária para separá‑las e maior será o ponto de ebulição. Vou usar essa ideia básica durante toda a explicação: comparar forças intermoleculares entre essas moléculas explica seus pontos de ebulição.

Passo 3

Principais forças intermoleculares relevantes aqui (explicação didática e simples):
  • Forças de London (forças de dispersão): aparecem entre todas as moléculas, mesmo apolares. São originadas por flutuações instantâneas na distribuição eletrônica que induzem dipolos temporários. Essas forças aumentam quando a nuvem eletrônica é maior e mais facilmente deformável — isto é, quando a polarizabilidade é maior. Em termos práticos: átomos/moléculas maiores e com mais elétrons geram forças de London mais fortes.
  • Dipolo–dipolo: entre moléculas permanentemente polares. Se a molécula tem uma separação de cargas (dipolo), moléculas vizinhas interagem por alinhamento de polos opostos. Isso depende da magnitude do dipolo.
  • Ligação de hidrogênio (H‑bond): é um caso especial e forte de interação dipolo–dipolo que ocorre quando um hidrogênio ligado a um átomo muito eletronegativo (tipicamente \mathrm{F}, \mathrm{O} ou \mathrm{N}) interage com um par de elétrons não ligantes de outro átomo eletronegativo. É geralmente muito mais forte que dipolo–dipolo ordinário e pode elevar bastante o ponto de ebulição.

Passo 4

Propriedades dos haletos de hidrogênio relevantes:
  • As moléculas \mathrm{HCl}, \mathrm{HBr} e \mathrm{HI} são todas polares (H ligado a um halogênio), mas seus halogênios têm massas e números de elétrons diferentes:
    \mathrm{Cl} ~ 35,5, \mathrm{Br} ~ 79,9, \mathrm{I} ~ 126,9 (valores atômicos aproximados; estou só mostrando que aumentam).
  • À medida que passamos de \mathrm{Cl} para \mathrm{Br} para \mathrm{I}, a nuvem eletrônica do halogênio fica maior e mais polarizável. Isso faz com que as forças de dispersão de London fiquem progressivamente mais fortes.
  • Embora todas tenham dipolos, a variação no momento dipolar entre \mathrm{HCl}, \mathrm{HBr} e \mathrm{HI} não compensa o efeito do aumento das forças de dispersão causado pelo aumento da massa/eletronegatividade relativa. Em outras palavras, para essas moléculas, o fator dominante que controla o ponto de ebulição é a polarizabilidade (forças de London), que cresce com a massa/numero de elétrons.

Passo 5

Aplicando isso aos dados:
  • \mathrm{HCl} tem ponto de ebulição 188\\ \mathrm{K}.
  • \mathrm{HBr} tem ponto de ebulição 206\\ \mathrm{K} — maior que \mathrm{HCl} porque \mathrm{Br} é maior/mais polarizável que \mathrm{Cl}, logo forças de dispersão mais fortes => maior energia necessária para evaporar.
  • \mathrm{HI} tem ponto de ebulição 237\\ \mathrm{K} — maior ainda porque \mathrm{I} é ainda maior e mais polarizável, então forças de London mais intensas.
    Portanto a tendência \mathrm{HCl} < \mathrm{HBr} < \mathrm{HI} em pontos de ebulição é explicada principalmente pelo aumento das forças de dispersão com o aumento da massa e da polarizabilidade do halogênio.

Passo 6

Um exemplo análogo e intuitivo: os gases nobres também mostram aumento de ponto de ebulição com massa atômica (Ne < Ar < Kr < Xe) por causa das forças de dispersão que aumentam com o tamanho da nuvem eletrônica. Isso ajuda a fixar a ideia: mais elétrons → mais polarizável → mais atração intermolecular instantânea → maior ponto de ebulição.

Passo 7

Por que \mathrm{HF} foge da tendência (explicação detalhada e didática):
  • \mathrm{HF} tem hidrogênio ligado ao flúor, o átomo mais eletronegativo. Isso torna a ligação H–F extremamente polar: o hidrogênio fica fortemente desprovido de elétrons (quase uma carga parcial positiva) e o flúor fica com grande densidade eletrônica (carga parcial negativa).
  • Além disso, o flúor é muito pequeno — consequência: o próton do hidrogênio pode chegar relativamente perto do par de elétrons não ligantes do flúor vizinho, criando uma interação direção e relativamente curta que chamamos de ligação de hidrogênio forte.
  • Ligações de hidrogênio entre moléculas de \mathrm{HF} formam cadeias ou agregados associativos (cadeias de \cdots\mathrm{H–F}\cdots), o que aumenta muito a coesão do líquido. Essas interações são significativamente mais fortes do que as forças de dispersão que governam \mathrm{HCl}, \mathrm{HBr}, \mathrm{HI}.
  • Por isso, apesar de \mathrm{HF} ter massa muito menor, a presença de fortes ligações de hidrogênio faz seu ponto de ebulição ( 293\\ \mathrm{K}) ser maior que os demais haletos de hidrogênio. Em termos simples: efeito da ligação de hidrogênio > efeito do maior número de elétrons em \mathrm{HI}.

Passo 8

Comparação com outro par para fixar a ideia:
  • Água ( \mathrm{H_2O}) versus sulfeto de hidrogênio ( \mathrm{H_2S}): \mathrm{H_2O} tem ponto de ebulição 373\\ \mathrm{K} enquanto \mathrm{H_2S} tem 212\\ \mathrm{K}. A diferença vem do mesmo motivo: \mathrm{H_2O} forma ligações de hidrogênio muito fortes entre moléculas; \mathrm{H_2S} não (S é maior e menos eletronegativo), então forças de dispersão dominam. Isso é análogo ao contraste \mathrm{HF} vs. \mathrm{HCl/HBr/HI}.

Passo 9

Resumo final do raciocínio (sintetizando para a prova):
  • Para \mathrm{HCl}\to\mathrm{HBr}\to\mathrm{HI}: tendência de aumento do ponto de ebulição com a massa atômica do halogênio decorrente do aumento da polarizabilidade e, consequentemente, do aumento das forças de dispersão de London.
  • \mathrm{HF} é exceção porque, mesmo sendo leve, estabelece ligações de hidrogênio fortes (devido à altíssima eletronegatividade e pequeno raio do F), que elevam muito o ponto de ebulição.

Resposta

a) A tendência \mathrm{HCl}(188\\ \mathrm{K})<\mathrm{HBr}(206\\ \mathrm{K})<\mathrm{HI}(237\\ \mathrm{K}) deve-se ao aumento da polarizabilidade (mais elétrons e nuvem eletrônica maior) de \mathrm{Cl} para \mathrm{Br} para \mathrm{I}, o que fortalece as forças de dispersão de London e eleva o ponto de ebulição.\n
b) \mathrm{HF}(293\\ \mathrm{K}) é exceção porque forma ligações de hidrogênio fortes entre moléculas (H ligado a F muito eletronegativo e F pequeno), que aumentam fortemente a coesão do líquido e, portanto, o ponto de ebulição.

Exercícios relacionados