Identifique, apresentando suas razões, que substància em cada par tem, provavelmente, o ponto de ebulicio normal mais alto:
\mathrm{H}_{2} \mathrm{~S} ou \mathrm{H}_{2} \mathrm{Se}

Passo 1

O enunciado pede: identificar qual das duas substâncias tem, provavelmente, o ponto de ebulição normal mais alto e apresentar as razões.
Informações relevantes fornecidas (as fórmulas das substâncias):
  • \mathrm{H_2S}
  • \mathrm{H_2Se}
Não há outros dados numéricos no enunciado, então vou usar propriedades típicas das moléculas (massa molecular, polaridade, forças intermoleculares) para justificar a previsão.

Passo 2

Calcular as massas molares aproximadas (pegando os valores de massas atômicas usuais):
  • Massa molar de \mathrm{H_2S}:
M(\mathrm{H_2S}) = 2\cdot M(\mathrm{H}) + M(\mathrm{S}) = 2\cdot(1,008) + 32,06 = 34,076\\ \text{g·mol}^{-1}.
  • Massa molar de \mathrm{H_2Se}:
M(\mathrm{H_2Se}) = 2\cdot M(\mathrm{H}) + M(\mathrm{Se}) = 2\cdot(1,008) + 78,96 = 80,976\\ \text{g·mol}^{-1}.
Comentário: \mathrm{H_2Se} é claramente muito mais pesada que \mathrm{H_2S}.

Passo 3

Geometria molecular e polaridade (explicando passo a passo):
  • Ambas as moléculas têm estrutura angular (dobrado), porque o átomo central ( \mathrm{S} ou \mathrm{Se}) tem pares de elétrons não ligantes que empurram as ligações H–X para uma geometria dobrada.
  • A ligação H–X (X = S, Se) é moderadamente polar porque M(\mathrm{H}) tem electronegatividade menor que M(\mathrm{S}) e M(\mathrm{Se}). Valores de electronegatividade de referência (Pauling): \chi(\mathrm{H})\approx 2,20, \chi(\mathrm{S})\approx 2,58, \chi(\mathrm{Se})\approx 2,55. Essas diferenças são parecidas para S e Se, logo as polaridades das moléculas são comparáveis e não há uma grande diferença de dipolo entre \mathrm{H_2S} e \mathrm{H_2Se}.

Passo 4

Hydrogen bonding? (por que normalmente não conta aqui)
  • Para ocorrer ligação de hidrogênio significativa costuma-se exigir que o hidrogênio esteja ligado a átomos muito eletronegativos e pequenos: normalmente \mathrm{N}, \mathrm{O} ou \mathrm{F}.
  • \mathrm{S} e \mathrm{Se} não são suficientemente eletronegativos/pequenos para produzir ligações \mathrm{H}-ligação fortes comparáveis às com \mathrm{O} ou \mathrm{N}. Portanto, nem \mathrm{H_2S} nem \mathrm{H_2Se} apresentam hydrogen bonding intermolecular forte. Conclusão: não vamos usar ligação de hidrogênio para explicar diferença de pontos de ebulição.

Passo 5

Forças de London (dispersion) e polarizabilidade — a chave aqui
  • Toda molécula neutra tem forças de dispersão (forças de London) originadas por flutuações temporárias de densidade eletrônica que induzem dipolos instantâneos.
  • A intensidade dessas forças cresce com a polarizabilidade, que aumenta com o número de elétrons e o tamanho/volume eletrônico do átomo ou da molécula. Em termos práticos: moléculas mais pesadas e maiores são mais polarizáveis e, portanto, apresentam forças de dispersão mais fortes.
  • Como \mathrm{Se} é bem mais pesado e maior que \mathrm{S}, a molécula \mathrm{H_2Se} é mais polarizável do que \mathrm{H_2S}. Logo, as forças de dispersão em \mathrm{H_2Se} são mais fortes do que em \mathrm{H_2S}.

Passo 6

Juntando tudo: qual efeito domina?
  • Não existe diferença significativa em dipolo permanente entre as duas moléculas e não há hydrogen bonding.
  • Portanto, a diferença mais importante é a força de dispersão (London), que favorece a molécula mais pesada e mais polarizável.
  • Assim, espera-se que \mathrm{H_2Se} tenha ponto de ebulição normal mais alto que \mathrm{H_2S}.

Passo 7

Confirmação com valores experimentais (opcional, só para checar)
  • Valores experimentais típicos (pressão 1\\ \text{atm}):
\text{Ponto de ebulição de }\mathrm{H_2S}\approx -60,7^\circ\mathrm{C},çã
\text{Ponto de ebulição de }\mathrm{H_2Se}\approx -41,5^\circ\mathrm{C}.çã
Isto confirma a previsão: \mathrm{H_2Se} tem ponto de ebulição mais alto (menos negativo) que \mathrm{H_2S}.

Resposta

\mathrm{H_2Se}

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