(2,0 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.
\mathrm{SiO}_{2} \mathrm{HCl} \mathrm{CO}_{2} \mathrm{AgI} HI HF \mathrm{I}_{2}

Passo 1

O enunciado pede duas coisas com as substâncias abaixo:
\mathrm{SiO}_{2}, \mathrm{HCl}, \mathrm{CO}_{2}, \mathrm{AgI}, \mathrm{HI}, \mathrm{HF}, \mathrm{I}_{2}.
As perguntas são:
  • (a) Identificar quais substâncias têm o mesmo tipo predominante de força intermolecular (ou “força química”) e, dentro de cada conjunto de mesmas forças, ordenar as substâncias quanto ao aumento do ponto de ebulição, justificando.
  • (b) Colocar todas as substâncias numa única ordem de aumento do ponto de ebulição, justificando esse ordenamento.
Informações relevantes dadas pelo enunciado:
  • A lista completa das substâncias fornecidas (veja acima).
  • Não há outras condições (pressão, por exemplo), suponha condições ambientais típicas (pressão próxima de 1\\ \text{atm}) para comparar pontos de ebulição.

Passo 2

Breve revisão didática (o que são as forças intermoleculares e como elas afetam ponto de ebulição).
  • Forças intermoleculares principais, em ordem qualitativa de intensidade crescente típica (para moléculas/compostos comuns):
    1. Forças de London (dispersion forces) — presentes em todas as moléculas, dominantes em moléculas apolares; aumentam com massa molecular e polarizabilidade.
    2. Dipolo–dipolo (forças entre dipolos permanentes) — presentes em moléculas polares; são em geral mais fortes que as London de moléculas de massa semelhante.
    3. Ligações de hidrogênio — caso especial forte de dipolo–dipolo que ocorre quando há \mathrm{H} ligado a \mathrm{N}, \mathrm{O} ou \mathrm{F}; aumenta muito o ponto de ebulição.
    4. Ligações iônicas (interações iônicas) — em sólidos iónicos; pontos de fusão/ebulição geralmente muito altos.
    5. Redes covalentes (sólidos em rede, ex.: \mathrm{SiO}_2, \mathrm{C} (diamante)) — ligações covalentes estendidas que exigem muita energia para romper, dando pontos de fusão/ebulição muito altos.
  • Regras práticas para comparar dois compostos:
    • Se um tem ligação de hidrogênio (H ligado a N,O,F) e outro não, o primeiro costuma ter ponto de ebulição bem maior (se massas comparáveis).
    • Entre dois apolares, o de maior massa/polarizabilidade tem ponto de ebulição maior.
    • Entre dois polares com massas próximas, a polaridade (momento dipolar) e capacidade de formar ligações específicas (H-bond) determinam.
    • Compostos iônicos e redes covalentes ficam bem acima dos moleculares convencionais.

Passo 3

Classificação das substâncias dada a revisão:
  • \mathrm{SiO}_{2}: sólido em rede covalente (rede de ligações covalentes Si–O). Força predominante: rede covalente (muito alta energia para romper).
  • \mathrm{AgI}: composto iônico (praticamente \mathrm{Ag}^+, \mathrm{I}^-). Força predominante: ligações iônicas (altos pontos de fusão/ebulição).
  • \mathrm{HF}: molécula polar com \mathrm{H} ligado a \mathrm{F} → forma ligações de hidrogênio fortes entre as moléculas. Força predominante: ligação de hidrogênio (além de dipolo e dispersion).
  • \mathrm{HCl} e \mathrm{HI}: ambas são haletos de hidrogênio; são moléculas polares (dipolo permanente) mas não formam ligação de hidrogênio (H não ligado a N,O,F). Força predominante: dipolo–dipolo (mais London).
  • \mathrm{CO}_{2} e \mathrm{I}_{2}: moléculas apolares. Força predominante: forças de London (dispersion). Observação: \mathrm{CO}_2 é linear e apolar; \mathrm{I}_2 é muito mais massiva e mais polarizável que \mathrm{CO}_2.

Passo 4

Formação dos grupos (substâncias que possuem o mesmo tipo predominante de força intermolecular):
  • Grupo “rede covalente”: \mathrm{SiO}_{2} (única).
  • Grupo “iônico”: \mathrm{AgI} (única).
  • Grupo “ligação de hidrogênio”: \mathrm{HF} (única nesta lista).
  • Grupo “dipolo–dipolo/polares (sem H-bond)”: \mathrm{HCl}, \mathrm{HI}.
  • Grupo “apolares — forças de London”: \mathrm{CO}_{2}, \mathrm{I}_{2}.
Observação pedagógica: mesmo que dois compostos estejam no mesmo grupo, outros fatores (massa molecular, tamanho, polarizabilidade) determinam a ordem dos pontos de ebulição dentro do grupo.

Passo 5

Ordenamento dentro de cada grupo com justificativa (parte a) — grupo por grupo:
  • Grupo apolares (forças de London): \mathrm{CO}_{2} vs \mathrm{I}_{2}.
    • Justificativa: forças de London aumentam com massa molecular e polarizabilidade. Massa molar aproximada: \mathrm{CO}_{2} \approx 44\\ \text{g·mol}^{-1}, \mathrm{I}_{2} \approx 254\\ \text{g·mol}^{-1}. Logo \mathrm{I}_{2} é muito mais polarizável e tem ponto de ebulição bem maior.
    • Ordem crescente do ponto de ebulição: \mathrm{CO}_{2} < \mathrm{I}_{2}.
  • Grupo dipolo–dipolo (polares, sem H-bond): \mathrm{HCl} vs \mathrm{HI}.
    • Justificativa: ambos têm dipolo, mas \mathrm{HI} tem átomo mais pesado ( \mathrm{I}) que é muito mais polarizável do que \mathrm{Cl}, o que aumenta as forças de London em \mathrm{HI}; além disso, a diferença de eletronegatividade H–I é menor do que H–Cl, mas o efeito dominante para o ponto de ebulição é a maior polarizabilidade de \mathrm{HI}. Assim \mathrm{HI} tem ponto de ebulição maior que \mathrm{HCl}.
    • Ordem crescente do ponto de ebulição: \mathrm{HCl} < \mathrm{HI}.
  • Grupo ligação de hidrogênio: apenas \mathrm{HF} (não há comparação interna).
  • Grupo iônico: apenas \mathrm{AgI} (não há comparação interna).
  • Grupo rede covalente: apenas \mathrm{SiO}_{2} (não há comparação interna).

Passo 6

Agora vamos comparar entre os grupos para montar a ordem global (parte b). Regras e pontos de referência:
  • Compostos moleculares pequenos e apolares ou polares fracos têm pontos de ebulição baixos (ex.: \mathrm{HCl}, \mathrm{CO}_2).
  • Substâncias que formam H-bond ( \mathrm{HF}) têm pontos de ebulição moderadamente altos (em relação a haletos de hidrogênio leves).
  • Moléculas massivas e muito polarizáveis ( \mathrm{I}_2) têm pontos de ebulição substancialmente maiores.
  • Compostos iônicos ( \mathrm{AgI}) e redes covalentes ( \mathrm{SiO}_2) têm pontos de fusão/ebulição muito mais altos do que moléculas discretas.
Para fixar referências reais (condições \approx 1\\ \text{atm}):
  • Ponto de ebulição de \mathrm{HCl}: aproximadamente -85^\circ\text{C}.
  • Sublimação/“ponto de sublimação” de \mathrm{CO}_2 a 1\\ \text{atm}: aproximadamente -78{,}5^\circ\text{C} (CO _2 não tem líquido a 1\\ \text{atm}, mas fica como referência: muito baixo).
  • Ponto de ebulição de \mathrm{HI}: aproximadamente -35{,}4^\circ\text{C}.
  • Ponto de ebulição de \mathrm{HF}: aproximadamente 19{,}5^\circ\text{C}.
  • Ponto de ebulição de \mathrm{I}_2: aproximadamente 184{,}3^\circ\text{C} (I _2 sublima, mas valores de referência mostram que temperaturas muito maiores que HF).
  • Pontos de fusão/ebulição de \mathrm{AgI}: ordens de centenas de graus Celsius (p.ex. ponto de fusão aproximado \sim 552^\circ\text{C}).
  • Ponto de fusão/ebulição de \mathrm{SiO}_2: muito alto, em torno de 1710^\circ\text{C} (rede covalente).
Comparando estes valores (e as razões físicas acima), segue a ordem de aumento do ponto de ebulição.

Passo 7

Montagem final da ordem global (do menor para o maior ponto de ebulição) com justificativa curta e clara:
  • Primeiro vem \mathrm{HCl} (mais leve, dipolo fraco → menor T_\text{eb}).
  • Em seguida \mathrm{CO}_2 (apolar, massa pequena → forças de London pequenas; referência: sublima a -78{,}5^\circ\text{C}).
  • Depois \mathrm{HI} (polo permanente + grande polarizabilidade por \mathrm{I} → maior que HCl).
  • Em seguida \mathrm{HF} (apesar de leve, forma ligações de hidrogênio — eleva fortemente T_\text{eb} em comparação a HI).
  • Depois \mathrm{I}_2 (molécula muito pesada e polarizável → grandes forças de London → T_\text{eb} alto).
  • Em seguida \mathrm{AgI} (sólido iônico → muito maior que moléculas discretas).
  • Por fim \mathrm{SiO}_2 (sólido em rede covalente → maior T_\text{eb} / energia de quebra da rede).

Resposta

(a) Mesmas forças e ordem dentro dos grupos (aumentando ponto de ebulição):
Grupo apolar (forças de London): \mathrm{CO}_{2} < \mathrm{I}_{2}
Grupo dipolo–dipolo (polares, sem H-bond): \mathrm{HCl} < \mathrm{HI}
Grupo ligação de hidrogênio: \mathrm{HF} (único)
Grupo iônico: \mathrm{AgI} (único)
Grupo rede covalente: \mathrm{SiO}_{2} (único)
(b) Ordem de aumento do ponto de ebulição (do menor ao maior):
\mathrm{HCl} < \mathrm{CO}_{2} < \mathrm{HI} < \mathrm{HF} < \mathrm{I}_{2} < \mathrm{AgI} < \mathrm{SiO}_{2}

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