Identifique, apresentando suas razões, que substância em cada par tem, provavelmente, - ponto de fusão normal mais alto (as estruturas de Lewis podem ajudar nos argumentos):
HCl ou NaCl

Passo 1

O enunciado pede: identificar, com razões, qual das duas substâncias tem provavelmente o ponto de fusão normal mais alto no par \mathrm{HCl} ou \mathrm{NaCl}. Informações fornecidas pelo enunciado: apenas os nomes/fórmulas \mathrm{HCl} e \mathrm{NaCl}. Não há dados numéricos no enunciado.

Passo 2

Representações de Lewis e natureza das ligações (o que os desenhos nos dizem).
  • Para \mathrm{HCl}: a estrutura de Lewis é \mathrm{H\!-\!Cl} com três pares não ligantes no cloro. Isso mostra uma molécula discreta, neutra, ligada por uma ligação covalente simples polar (o cloro é muito mais eletronegativo que o hidrogênio). Em notação:
\text{Lewis: }\; \mathrm{H\!-\!Cl}
  • Para \mathrm{NaCl}: a estrutura de Lewis costuma ser representada como íons separados \,[\mathrm{Na}]^{+}\;[\mathrm{Cl}]^{-}\,, indicando transferência praticamente completa de um elétron do sódio para o cloro e formação de íons. Em notação:
\text{Lewis: }\; [\mathrm{Na}]^{+}\;[\mathrm{Cl}]^{-}
Explicação didática: a estrutura mostra que \mathrm{HCl} é uma molécula covalente (apesar de polar) enquanto \mathrm{NaCl} é um composto iônico formado por íons que se organizam numa rede cristalina.

Passo 3

Forças intermoleculares / interacionais relevantes e suas intensidades.
  • Para moléculas discretas como \mathrm{HCl}: as interações entre unidades são principalmente forças de dispersão de London (forças de van der Waals) e interações dipolo–dipolo porque \mathrm{HCl} é polar. Essas forças são relativamente fracas comparadas a ligações iônicas. Não há ligação intermolecular do tipo iônico na fase sólida de \mathrm{HCl}; as moléculas se mantêm juntas por forças intermoleculares fracas.
  • Para um cristal iônico como \mathrm{NaCl}: as interações são forças eletrostáticas fortes entre íons \mathrm{Na}^{+} e \mathrm{Cl}^{-} em uma rede cristalina estendida. Essas forças (energia reticular) são muito maiores que forças dipolo–dipolo ou de London típicas.

Passo 4

Ligando a força de interação ao ponto de fusão (por que maior interação → maior ponto de fusão).
  • Conceito: o ponto de fusão é a temperatura na qual suficientemente de energia térmica é fornecida para superar as forças que mantêm a estrutura sólida. Quanto mais fortes forem essas forças, maior a energia (logo temperatura) necessária para fundir.
  • Para uma rede iônica extensa, a energia por unidade necessária para separar íons é grande porque cada íon interage com muitos vizinhos por forças coulombianas. Para um sólido molecular, cada molécula interage relativamente fracamente com algumas vizinhas; portanto o ponto de fusão é baixo.

Passo 5

Fórmula qualitativa da energia eletrostática (intuição numérica).
  • A interação coulombiana entre duas cargas pode ser escrita (qualitativamente) como
E\sim k\frac{q_1 q_2}{r},
onde q_1,q_2 são as cargas, r é a distância entre cargas e k é uma constante. Na rede iônica, muitos pares contribuem, levando a uma grande energia reticular total. Isso explica por que compostos iônicos com íons monovalentes e raios iônicos pequenos tipicamente têm pontos de fusão elevados.
  • Intuição prática: uma substância formada por íons fortemente atraídos precisa de muito mais calor para separar suas partículas do que uma substância formada por moléculas neutras com forças intermoleculares fracas.

Passo 6

Evidência experimental rápida (valores típicos) e conclusão lógica.
  • Observação experimental conhecida (apenas como referência): o ponto de fusão de \mathrm{HCl} é muito baixo, cerca de -114{,}2^\circ\mathrm{C}, enquanto o ponto de fusão de \mathrm{NaCl} é muito alto, cerca de 801^\circ\mathrm{C}. Esses números mostram concretamente a diferença enorme entre uma molécula covalente polar e um sólido iônico.
  • Conclusão lógica (sem nomear o vencedor nesta etapa): a substância que forma uma rede iônica extensa (íons) terá ponto de fusão muito maior do que a substância que existe como moléculas discretas e neutras com forças intermoleculares fracas.

Resposta

\mathrm{NaCl}

Exercícios relacionados