(2,5 pontos) Tendo as seguintes substâncias a seguir:
a) Identifique as substâncias que possuem o mesmo tipo de força química e ordene-as quanto ao aumento do ponto de ebulição justificando sua resposta;
b) Coloque todas substâncias em ordem de aumento do ponto de ebulição justificando ordenamento proposto.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas claras:
  • (a) identificar, entre as substâncias fornecidas, quais possuem o mesmo tipo de força química dominante e, para cada grupo assim formado, ordená-las em ordem de aumento do ponto de ebulição, justificando;
  • (b) colocar todas as substâncias em ordem única de aumento do ponto de ebulição, justificando o ordenamento proposto.
Informações fornecidas pelo enunciado: nenhuma lista de substâncias foi enviada junto com a pergunta. Logo, não há os nomes/fórmulas das substâncias com que devo trabalhar.
Consequência imediata: sem a lista concreta de substâncias não é possível cumprir literalmente os pedidos (a) e (b), porque a identificação do tipo de força e o ordenamento por ponto de ebulição dependem diretamente da natureza de cada substância (se é iônica, molecular, se faz ligações de hidrogénio, massa molar, forma molecular etc.). Portanto não há dados suficientes para calcular ou ordenar os pontos de ebulição específicos.

Passo 2

Mesmo sem a lista, vou te dar um método passo a passo que você poderá aplicar instantaneamente quando tiver as substâncias à mão — e ainda vou ilustrar com exemplos típicos para você ver como fazer na prova. Primeiro, as categorias de forças intermoleculares (do mais fraco ao mais forte, em termos gerais entre compostos moleculares comuns):
  • Forças de London (dispersão): existem em todas as moléculas, originadas por flutuações instantâneas de elétrons. São geralmente dominantes em moléculas apolares. A força aumenta com a massa molar e com a área de superfície (cadeias longas, superfície de contato maior → maior polarizabilidade → maior força de dispersão).
  • Dipolo–dipolo: entre moléculas polares permanentes; mais forte que dispersão entre moléculas de massa semelhante.
  • Ligações de hidrogénio (hydrogen bonding): caso especial de dipolo–dipolo muito forte que ocorre quando há H ligado a N, O ou F e há um par lone (não-ligante) em N/O/F em outra molécula. Exemplos: \mathrm{H_2O}, \mathrm{NH_3}, \mathrm{HF}.
  • Forças iônicas (ligações iônicas / redes iônicas): presença de íons (ex.: \mathrm{NaCl}), muito mais fortes que as intermoleculares entre moléculas neutras — normalmente resultam em pontos de ebulição muito altos ou sólidos iónicos com altos pontos de fusão/ebulição.
  • Ligações covalentes em rede e ligações metálicas: categoria separada — por exemplo \mathrm{C} (diamante), \mathrm{SiO_2}, metais; normalmente têm pontos de fusão/ebulição muito altos e não são comparáveis diretamente com moléculas gasosas simples.

Passo 3

Fluxograma prático para identificar a força dominante de uma substância:
  1. A substância é iônica (metal + ametal formando sal como \mathrm{NaCl}, \mathrm{KBr})? → força dominante: iônica.
  2. É uma rede covalente ou metal (ex.: \mathrm{C} diamante, \mathrm{Fe})? → categoria própria, muito alto ponto de ebulição.
  3. É molecular (composto covalente neutro)? Então:
    a. Há H ligado a N, O ou F? E a molécula pode formar ligações de hidrogénio com outras? → força dominante: ligação de hidrogénio (se presente).
    b. Caso contrário, a molécula é polar? → dipolo–dipolo (se polar).
    c. Se for apolar (ou pouca polaridade), → dispersão (London), cuja intensidade é função da massa molar e polarizabilidade.

Passo 4

Regras de desempate quando as substâncias têm o mesmo tipo de força dominante:
  • Para moléculas apolares (dispersão dominante): maior massa molar e maior área superficial → maior ponto de ebulição. Ex.: \mathrm{C_6H_{14}} (hexano) tem b.p. maior que \mathrm{C_4H_{10}} (butano).
  • Para moléculas polares (dipolo–dipolo): comparar magnitude do momento dipolar; se semelhantes, então massa molar e forma (mais compacta → menor b.p.) entram.
  • Para compostos com ligações de hidrogénio: número de ligações de H por molécula e geometria (capacidade de formar ligações H intermoleculares) importa. Por exemplo, \mathrm{H_2O} forma duas ligações H fortes por molécula e tem b.p. maior que \mathrm{NH_3} apesar de \mathrm{NH_3} também fazer H-bonding — a diferença é a intensidade e o número de ligações eficazes.
  • Ramificações reduzem o ponto de ebulição em alcanos com mesma fórmula molecular porque diminuem a área de contato (compare n‑butano e isobutano).
  • Átomos maiores e mais polarizáveis (Br, I) aumentam dispersão → aumentam ponto de ebulição comparado a Cl ou F na mesma família.

Passo 5

Procedimento passo a passo a aplicar em prova (rápido e confiável):
  1. Para cada substância da lista, identificar se é: iônica, rede covalente/metal, molecular polar com \text{H-bond}, molecular polar sem H-bond, molecular apolar.
  2. Agrupar substâncias por tipo de força dominante.
  3. Ordenar grupos segundo força típica: iônicas / redes / metálicas (maior b.p.) → H‑bonding → dipolo–dipolo → dispersão (menor, salvo massa muito alta).
  4. Dentro de cada grupo:
    • H‑bonding: ordenar por número de H‑bonds possíveis e massa molar.
    • Dipolo–dipolo: ordenar por intensidade do momento dipolar e massa.
    • Dispersão: ordenar por massa molar e forma (cadeia linear > ramificada).
  5. Juntar os grupos seguindo a ordem de forças. Se houver sobreposição (ex.: um composto apolar muito pesado pode ter b.p. maior que um polar leve), verifique massas molares e polarizabilidade e compare valores reais se necessário.

Passo 6

Exemplificação prática (faça isso no papel na prova; eu explico passo a passo). Suponha este conjunto de exemplo (apenas para treinar): \mathrm{CH_4}, \mathrm{C_2H_6}, \mathrm{C_2H_5OH} (etanol), \mathrm{H_2O}, \mathrm{NH_3}, \mathrm{HCl}, \mathrm{NaCl}.
Aplicando o fluxo:
  1. \mathrm{NaCl}: composto iônico → força dominante iônica → b.p. muito alto (sólido iônico).
  2. \mathrm{H_2O}: molécula com H ligado a O → faz H‑bond forte → grupo H‑bond.
  3. \mathrm{NH_3}: H ligado a N → faz H‑bond, mas menos eficaz que \mathrm{H_2O} (menor densidade de ligação H e massa menor).
  4. \mathrm{C_2H_5OH}: etanol — faz H‑bond (grupo OH), massa maior que \mathrm{NH_3} → b.p. entre \mathrm{H_2O} e compostos pequenos dependendo do número de ligações; etanol tem b.p. relativamente alto devido a H‑bond + cadeia de 2C.
  5. \mathrm{HCl}: molécula polar (dipolo–dipolo), não faz H‑bond (H não ligado a N/O/F).
  6. \mathrm{C_2H_6} e \mathrm{CH_4}: apolares, forças de dispersão; \mathrm{C_2H_6} (massa maior) tem b.p. maior que \mathrm{CH_4}.
Ordenando qualitativamente por aumento do ponto de ebulição (menor → maior), usando conhecimento experimental típico:
  • \mathrm{CH_4} (mais leve, apolar)
  • \mathrm{C_2H_6}
  • \mathrm{HCl} (polar, mas massa moderada)
  • \mathrm{NH_3} (H‑bond fraco)
  • \mathrm{C_2H_5OH} (H‑bond + massa)
  • \mathrm{H_2O} (H‑bond muito eficaz por rede de ligações)
  • \mathrm{NaCl} (iônico, muito alto)
Observação: se pedirem justificativas na prova, diga explicitamente por cada transição qual é a força dominante e qual fator (massa, número de ligações H, polarizabilidade) justifica a ordem.

Passo 7

Exemplos numéricos para treinar a intuição (valores de ponto de ebulição ao nível do mar — só para referência e para que você reconheça ordens típicas):
  • \mathrm{CH_4}: -161,5^\circ\mathrm{C}
  • \mathrm{C_2H_6}: -88,6^\circ\mathrm{C}
  • \mathrm{HCl}: -85,1^\circ\mathrm{C} (gás, polar)
  • \mathrm{NH_3}: -33,3^\circ\mathrm{C}
  • \mathrm{C_2H_5OH}: 78,4^\circ\mathrm{C}
  • \mathrm{H_2O}: 100^\circ\mathrm{C}
  • \mathrm{NaCl}: ponto de fusão \sim 801^\circ\mathrm{C} (sólido iônico; ponto de ebulição muito alto)
Use estes valores só para calibrar: veja que \mathrm{C_2H_6} e \mathrm{HCl} têm pontos de ebulição semelhantes, então comparar polaridade versus massa molar é essencial quando os grupos de forças são próximos.

Passo 8

Dicas rápidas para prova (resumo prático e fácil de lembrar):
  • Primeiro separe iônicos / redes / metálicos — eles vencem todos em ponto de ebulição.
  • Depois pergunte: “tem H ligado a N/O/F?” → sim: H‑bonding.
  • Se não, pergunte: “a molécula é polar?” → dipolo–dipolo.
  • Se não, é apolar → dispersão; aí compare massa e forma.
  • Para empates, compare massa molar, número de sítios de H‑bonding, e ramificação (mais ramificado → menor b.p.).

Passo 9

Resumo final sobre possibilidade de resolver o exercício original: com a informação recebida (apenas o enunciado genérico e sem a lista das substâncias) não é possível identificar quais substâncias têm o mesmo tipo de força nem produzir o ordenamento pedido. O que eu fiz foi:
  • explicar detalhadamente como identificar o tipo de força intermolecular dominante;
  • dar um algoritmo prático para ordenar pontos de ebulição;
  • demonstrar tudo com um exemplo concreto e com justificativas passo a passo.
Assim, quando você tiver a lista específica das substâncias que o professor passou, aplique os passos acima: para cada substância classifique a força dominante e depois ordene usando as regras de desempate que eu dei.

Resposta

Impossível responder: o enunciado não forneceu a lista de substâncias necessárias para identificar as forças dominantes e ordenar os pontos de ebulição.

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