Explique porque:
\mathrm{H}_{2} \mathrm{O} tem ponto de ebulição maior que \mathrm{NH}_{3}

Passo 1

O enunciado pede para explicar por que \mathrm{H_{2}O} tem ponto de ebulição maior que \mathrm{NH_{3}}.
Informações que temos do enunciado: as fórmulas moleculares \mathrm{H_{2}O} e \mathrm{NH_{3}}.
Nada mais foi fornecido explicitamente; vamos usar conceitos de ligações e forças intermoleculares para justificar a diferença.

Passo 2

O que é ponto de ebulição e por que ele depende das interações entre moléculas.
O ponto de ebulição é a temperatura na qual a pressão de vapor do líquido iguala a pressão externa (normalmente 1\\ \mathrm{atm}). Para que um líquido ferva é preciso fornecer energia suficiente para vencer as forças que mantêm as moléculas juntas no líquido. Logo:
\text{maiores forças intermoleculares} \Rightarrow \text{mais energia necessária} \Rightarrow \text{maior ponto de ebulição}.çáçã
Portanto, para comparar \mathrm{H_{2}O} e \mathrm{NH_{3}} temos que comparar as forças intermoleculares presentes em cada um.

Passo 3

Quais são as principais forças intermoleculares relevantes aqui (explicação curta e clara):
  • Forças de London (dispersion): existem em todas as moléculas; são mais importantes para moléculas grandes e pouco polares.
  • Dipolo–dipolo: ocorrem entre moléculas polares; intensidade proporcional ao momento dipolar.
  • Ligação de hidrogênio (H-bond): é um caso forte de dipolo–dipolo que ocorre quando um hidrogênio ligado a \mathrm{O},\\ \mathrm{N} ou \mathrm{F} interage com um par eletrônico livre de outro átomo eletronegativo. É direcional e muito mais forte que dipolo–dipolo comum.

Passo 4

Compare massa molar (para descartar explicação por massa):
Calculemos as massas molares aproximadas (valores arredondados para facilitar raciocínio em prova):
M(\mathrm{H_{2}O}) = 2\cdot 1 + 16 = 18\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}},
M(\mathrm{NH_{3}}) = 14 + 3\cdot 1 = 17\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}.
Como as massas molares são praticamente iguais, a diferença grande no ponto de ebulição não pode ser explicada por massa molecular; temos que olhar para a natureza das interações intermoleculares.

Passo 5

Polaridade das ligações \mathrm{O\!-\!H} vs \mathrm{N\!-\!H} e eletronegatividades (conceito + números):
A intensidade do momento dipolar de uma ligação depende da diferença de eletronegatividade. Valores aproximados de Pauling:
\chi_{O}\approx 3{,}5,\qquad \chi_{N}\approx 3{,}0,\qquad \chi_{H}\approx 2{,}1.
Portanto, a ligação \mathrm{O\!-\!H} é mais polar que \mathrm{N\!-\!H}. Isso significa que em \mathrm{H_{2}O} o hidrogênio fica com carga parcial maior \delta^{+} e o oxigênio com \delta^{-} mais intensa do que no \mathrm{N\!-\!H} do \mathrm{NH_{3}}. Ligações mais polares favorecem ligações de hidrogênio mais fortes.

Passo 6

Definição e consequência prática da ligação de hidrogênio (como identificá‑la e por que é importante):
Uma ligação de hidrogênio ocorre quando um átomo de \mathrm{H} ligado covalentemente a \mathrm{O},\\ \mathrm{N} ou \mathrm{F} fica fortemente atraído por um par de elétrons não ligantes ( \text{lone pair}) de outro átomo eletronegativo. Características úteis para prova:
  • É bastante direcional (ângulo aproximado importante).
  • É muito mais forte que dipolo–dipolo normal, mas mais fraca que uma ligação covalente.
  • A presença de H‑bond aumenta muito o ponto de ebulição.

Passo 7

Capacidade de formar ligações de hidrogênio: quantidade e geometria (compare \mathrm{H_{2}O} e \mathrm{NH_{3}}).
  • \mathrm{H_{2}O}: cada molécula tem dois hidrogênios ligados ao oxigênio (2 doadores de H) e o oxigênio possui dois pares isolados (2 aceitadores). Isso permite que cada molécula participe, idealmente, de até quatro ligações de hidrogênio (dois como doadora e dois como aceitadora), formando uma rede extensa e tridimensional de H‑bonds no líquido.
  • \mathrm{NH_{3}}: cada molécula tem três hidrogênios (3 doadores em princípio) mas apenas um par isolado no nitrogênio (1 aceitador). Na prática a geometria e menor polaridade das ligações \mathrm{N\!-\!H} limitam muito a formação de uma rede extensa; \mathrm{NH_{3}} forma ligações de hidrogênio, mas menos numerosas e mais fracas que em \mathrm{H_{2}O}.
Explicando de forma intuitiva: pense nas moléculas como pessoas formando elos; em \mathrm{H_{2}O} cada pessoa tem duas mãos e duas “costas” para serem agarradas → consegue fazer uma rede bem presa. Em \mathrm{NH_{3}} a pessoa tem três mãos mas só uma “costas” disponível e as mãos são menos pegajosas → não forma uma rede tão forte.

Passo 8

Força por ligação: oxigênio vs nitrogênio (por que um H‑bond O–H···O é mais forte que N–H···N).
Além do número de ligações possíveis, a intensidade de cada H‑bond é maior quando o doador é mais polar (mais \delta^{+} no H) e o aceitador é mais eletronegativo/pequeno (concentra melhor a carga). Como \chi_{O}>\chi_{N}, as ligações \mathrm{O\!-\!H} geram H‑bonds mais fortes que as geradas por \mathrm{N\!-\!H}. Isso aumenta ainda mais a energia total necessária para vaporizar \mathrm{H_{2}O}.

Passo 9

Dados experimentais ilustrativos (para ver que a explicação bate com números):
Os pontos de ebulição a 1\\ \mathrm{atm} são aproximadamente
\mathrm{H_{2}O}:\\\ 100^\circ\mathrm{C},
\mathrm{NH_{3}}:\\\ -33{,}34^\circ\mathrm{C}.
Com massas molares muito semelhantes, a enorme diferença (mais de 130^\circ\mathrm{C}) confirma que a razão é a diferença nas forças intermoleculares — no caso, ligações de hidrogênio muito mais fortes e numerosas em \mathrm{H_{2}O}.

Passo 10

Resumo final didático (como responder no caderno/prova, frase curta e clara):
  • Ponto essencial: o ponto de ebulição depende de quanta energia é necessária para vencer as forças intermoleculares.
  • Em \mathrm{H_{2}O} há uma rede extensa de ligações de hidrogênio fortes (cada molécula pode fazer até quatro H‑bonds, e O–H é bastante polar).
  • Em \mathrm{NH_{3}} as H‑bonds existem mas são menos numerosas e mais fracas (geometria e só um par isolado para aceitar), logo menos energia é necessária para evaporar.
    Portanto, \mathrm{H_{2}O} precisa de muito mais energia para ferver do que \mathrm{NH_{3}}, resultando em ponto de ebulição maior para \mathrm{H_{2}O}.

Resposta

\mathrm{H_{2}O} tem ponto de ebulição maior que \mathrm{NH_{3}} porque forma ligações de hidrogênio muito mais fortes e muito mais numerosas (rede tridimensional intensa) devido à maior polaridade da ligação \mathrm{O\!-\!H} e à presença de dois pares isolados no oxigênio, enquanto \mathrm{NH_{3}} forma H‑bonds menos fortes e em menor número; as massas molares semelhantes não explicam a diferença.

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