5- ( 1,0 ponto) O ponto de fusão do fluoreto de sódio é maior que o ponto de fusão do cloreto de sódio, enquanto que o ponto de fusão do tetrafluoreto de carbono é menor que do tetracloreto de carbono. Explique estas observações.

Passo 1

O enunciado dá duas observações e pede que eu explique por que elas ocorrem. As observações são:
  • O ponto de fusão do fluoreto de sódio é maior que o ponto de fusão do cloreto de sódio.
  • O ponto de fusão do tetrafluoreto de carbono é menor que o ponto de fusão do tetracloreto de carbono.
Informações relevantes implícitas no enunciado:
  • \mathrm{NaF} e \mathrm{NaCl} são compostos iônicos formados por cátions \mathrm{Na^+} e ânions \mathrm{F^-} ou \mathrm{Cl^-}.
  • \mathrm{CF_4} e \mathrm{CCl_4} são moléculas covalentes discretas (moléculas neutras) que se organizam em fase sólida por forças intermoleculares.
    A partir disso, preciso explicar, passo a passo e didaticamente, por que essas diferenças de ponto de fusão acontecem.

Passo 2

Entendendo o que determina o ponto de fusão (ideia física básica).
O ponto de fusão é a temperatura na qual a energia térmica fornecida é suficiente para vencer as interações que mantêm a estrutura sólida ordenada. Então:
  • Para um sólido iônico, o que precisa ser vencido são as fortes atrações eletrostáticas entre íons de cargas opostas.
  • Para um sólido molecular (como \mathrm{CF_4} ou \mathrm{CCl_4}), o que precisa ser vencido são as forças intermoleculares (forças de Van der Waals, dipolo-dipolo se houver, ligações de hidrogênio se houver, etc.).
    Conclusão operacional: para comparar pontos de fusão, primeiro identifico que tipo de interação mantém cada sólido e depois comparo a intensidade dessas interações.

Passo 3

Conceito chave para sólidos iônicos: energia reticular (lattice energy).
  • A energia reticular é a energia associada à formação do cristal iônico a partir dos íons isolados no gás; mede a força das atrações iônicas no sólido.
  • Uma forma simples de ver essa dependência é pela versão qualitativa da lei de Coulomb: a energia (módulo) da interação entre cargas puntiformes é proporcional ao produto das cargas e inversamente proporcional à distância entre elas. Em símbolos:
U \propto \frac{Z^+ Z^-}{r}
onde Z^+ e Z^- são as magnitudes das cargas (em unidades elementares) e r é a distância entre centros iônicos.
  • Em compostos iônicos com mesmas cargas (ex.: \mathrm{Na^+} e ânions monovalentes), a diferença de U vem principalmente de diferenças em r: íons menores permitem distâncias menores entre centros e, portanto, interações mais fortes (maior U).

Passo 4

Aplicando isso a \mathrm{NaF} versus \mathrm{NaCl}.
  • Ambos têm o mesmo cátion \mathrm{Na^+} com carga +1 e ânions com carga -1. Logo, Z^+ Z^- é igual nos dois casos.
  • A diferença é o tamanho do ânion: \mathrm{F^-} é significativamente menor que \mathrm{Cl^-}. Isso reduz a distância interiônica média r em \mathrm{NaF} comparado a \mathrm{NaCl}.
  • Pela relação anterior, reduzir r aumenta a energia reticular U, ou seja, as atrações iônicas em \mathrm{NaF} são mais fortes do que em \mathrm{NaCl}.
  • Consequência prática: é preciso mais energia térmica para separar os íons em \mathrm{NaF} → ponto de fusão maior em \mathrm{NaF} que em \mathrm{NaCl}.
Dica de prova (curta): quando as cargas são iguais, compare raios iônicos; menor raio → maior energia reticular → maior ponto de fusão.

Passo 5

Conceito chave para sólidos moleculares: forças intermoleculares e polarizabilidade.
  • Moléculas neutras são mantidas no sólido por forças intermoleculares; as mais importantes aqui são as forças de dispersão de London (forças de Van der Waals), presentes em todas as moléculas.
  • Forças de dispersão vêm de flutuações temporárias na distribuição eletrônica que induzem dipolos instantâneos; a intensidade dessas forças cresce com a polarizabilidade da molécula.
  • Polarizabilidade é “a facilidade com que a nuvem eletrônica de uma molécula/átomo pode ser distorcida”. Fatores que aumentam polarizabilidade: maior número de elétrons, maior volume eletrônico (átomos maiores e mais pesados são mais polarisáveis).
  • Em termos práticos: moléculas maiores e com mais elétrons têm forças de dispersão mais fortes e, portanto, pontos de fusão/ebulição mais altos (quando os outros tipos de interação são semelhantes ou ausentes).

Passo 6

Aplicando isso a \mathrm{CF_4} versus \mathrm{CCl_4}.
  • Ambas são moléculas tetraédricas, apolares, sem ligações de hidrogênio e sem dipolo permanente significativo. Logo, a interação dominante no sólido é a força de dispersão de London.
  • \mathrm{CCl_4} tem átomos de cloro maiores e mais elétrons do que \mathrm{CF_4} (cloro é mais pesado e mais polarizável que flúor). Consequência: \mathrm{CCl_4} tem dispersões muito mais fortes do que \mathrm{CF_4}.
  • Portanto, é preciso mais energia térmica para separar as moléculas de \mathrm{CCl_4} do que as de \mathrm{CF_4} → ponto de fusão de \mathrm{CCl_4} é maior; em outras palavras, \mathrm{CF_4} funde a temperaturas muito mais baixas.

Passo 7

Exemplos numéricos (apenas para intuição; não exigidos na prova, mas ajudam a fixar a ideia):
  • Pontos de fusão aproximados (valores experimentais) mostram a diferença grande:
\text{NaF: } \sim 993^\circ\mathrm{C}, \qquad \text{NaCl: } \sim 801^\circ\mathrm{C}
\text{CF}_4: \sim -183{,}6^\circ\mathrm{C}, \qquad \text{CCl}_4: \sim -22{,}9^\circ\mathrm{C}
Esses números ilustram bem os efeitos: forte ligação iônica em sólidos iônicos e aumento de forças de dispersão com massa/polarizabilidade em sólidos moleculares.

Passo 8

Resumo conceitual final (para guardar na cabeça tipo “fórmula mental”):
  • Para sais iônicos com mesmas cargas, o fator decisivo é o tamanho dos íons: menor ânion → distância interiônica menor → energia reticular maior → ponto de fusão maior.
  • Para moléculas neutras apolares, o fator decisivo são as forças de dispersão: maior massa/mais elétrons → maior polarizabilidade → forças de dispersão mais fortes → ponto de fusão maior.

Resposta

O ponto de fusão de \mathrm{NaF} é maior que o de \mathrm{NaCl} porque ambos são sais iônicos com cargas iguais, e \mathrm{F^-} é menor que \mathrm{Cl^-}; isso reduz a distância interiônica em \mathrm{NaF}, aumentando a energia reticular (atração iônica) e, portanto, o ponto de fusão.
O ponto de fusão de \mathrm{CF_4} é menor que o de \mathrm{CCl_4} porque ambos são moléculas apolares e a interação que as mantém no sólido são as forças de dispersão de London; \mathrm{CCl_4} é mais massivo e mais polarizável (mais elétrons) que \mathrm{CF_4}, logo tem forças de dispersão mais fortes e ponto de fusão maior.

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