1. Prediga qual dos seguintes hidretos é um gás ou um sólido: (a) HCl ; (b) NaH . Dê suas razões em cada caso.

Passo 1

O que o enunciado pede: prever qual dos hidretos é um gás ou um sólido e justificar cada caso.
Informações dadas: os dois hidretos são \mathrm{HCl} e \mathrm{NaH}. Consideramos as condições normais de laboratório (temperatura ambiente, cerca de 25^\circ\mathrm{C}, e pressão atmosférica).

Passo 2

Conceito básico útil (explicado passo a passo): tipos de hidretos e como isso determina o estado físico.
  • Existem, de forma simples, dois “tipos” comuns de hidretos relevantes aqui: hidretos moleculares (ou covalentes) e hidretos iônicos.
  • Hidreto molecular: o hidrogênio está ligado covalentemente a outro átomo formando moléculas discretas. O estado físico (gás, líquido ou sólido) depende das forças intermoleculares entre essas moléculas: forças de dispersão (London), dipolo–dipolo e, raramente aqui, ligações de hidrogênio.
  • Hidreto iônico: formado entre um metal (normalmente um metal alcalino ou alcalino-terroso) e o hidrogênio, onde o hidrogênio existe como íon hidreto \mathrm{H^-} e o metal como cátion (ex.: \mathrm{Na^+}). Esses compostos formam redes cristalinas iônicas com fortes forças eletrostáticas (energia reticular) e, por isso, são sólidos com pontos de fusão elevados.
  • Regra prática para ligações de hidrogênio: para ocorrer ligação de hidrogênio “forte” o hidrogênio precisa estar ligado a \mathrm{F}, \mathrm{O} ou \mathrm{N}. Cloro ( \mathrm{Cl}) não dá ligações de hidrogênio fortes.

Passo 3

Forças intermoleculares — o que elas são e por que importam:
  • Forças de dispersão (London): existem entre todas as moléculas; são geralmente fracas, mas aumentam com o tamanho da molécula.
  • Dipolo–dipolo: ocorrem entre moléculas polares; são mais fortes que as de dispersão típicas de moléculas pequenas.
  • Ligação de hidrogênio (caso especial): muito forte comparada às outras, eleva muito ponto de ebulição.
  • Conclusão didática: moléculas pequenas que não fazem ligação de hidrogênio (mesmo sendo polares) tendem a ter pontos de ebulição baixos e, portanto, serem gases à temperatura ambiente. Compostos iônicos formam sólidos cristalinos.

Passo 4

Análise detalhada de \mathrm{HCl}:
  • Natureza da ligação: \mathrm{HCl} é uma molécula diatômica com ligação covalente polar (hidrogênio ligado ao cloro). Escrevemos a fórmula molecular como \mathrm{HCl}.
  • Polaridade: \mathrm{Cl} é mais eletronegativo que \mathrm{H}, logo a ligação é polar e a molécula tem momento dipolar (há uma separação de cargas parcial).
  • Interações intermoleculares presentes: para \mathrm{HCl} há dipolo–dipolo e forças de dispersão, mas NÃO há ligações de hidrogênio fortes porque \mathrm{H} não está ligado a \mathrm{F}, \mathrm{O} ou \mathrm{N}.
  • Consequência física: como as forças intermoleculares são relativamente fracas (molécula pequena, sem H‑ligação forte), o ponto de ebulição é baixo; de fato o ponto de ebulição de \mathrm{HCl} é cerca de -85^\circ\mathrm{C}. Portanto, à temperatura ambiente \mathrm{HCl} é um gás.
  • Observação prática: quando dissolvido em água, \mathrm{HCl} se ioniza formando \mathrm{H_3O^+} e \mathrm{Cl^-} (isto é, ácido clorídrico), mas isso não altera o fato de que a substância pura \mathrm{HCl} é gasosa em condições ambientes.

Passo 5

Análise detalhada de \mathrm{NaH}:
  • Natureza da ligação e estrutura: \mathrm{NaH} é formada por um metal alcalino (sódio) e hidrogênio; na prática o composto é melhor descrito como uma rede iônica contendo \mathrm{Na^+} e \mathrm{H^-} (íon hidreto). A equação de síntese típica é 2\mathrm{Na} + \mathrm{H_2} \rightarrow 2\mathrm{NaH}.
  • Por que iônico? O sódio tende a perder um elétron tornando‑se \mathrm{Na^+}; o hidrogênio pode aceitar um elétron formando \mathrm{H^-}. A atração eletrostática entre \mathrm{Na^+} e \mathrm{H^-} gera uma rede cristalina com grande energia reticular.
  • Consequência física: essa forte atração iônica torna \mathrm{NaH} um sólido cristalino à temperatura ambiente, com ponto de fusão bem elevado em comparação com moléculas pequenas. Além disso, \mathrm{NaH} é um sólido reativo com água (reage violentamente), pela reação:
\mathrm{NaH} + \mathrm{H_2O} \rightarrow \mathrm{NaOH} + \mathrm{H_2}
  • Observação prática: portanto, \mathrm{NaH} é manuseado como pó sólido seco e é um agente redutor/base forte; ele não é um gás.

Passo 6

Resumo comparativo e razão curta que você pode anotar para a prova:
  • \mathrm{HCl}: molécula covalente polar, não forma ligação de hidrogênio forte; forças intermoleculares fracas → ponto de ebulição muito baixo → gás à temperatura ambiente.
  • \mathrm{NaH}: composto iônico (rede \mathrm{Na^+} / \mathrm{H^-}), fortes forças eletrostáticas na rede → sólido com ponto de fusão elevado → sólido à temperatura ambiente.

Resposta

(a) \mathrm{HCl} — gás.
(b) \mathrm{NaH} — sólido.