1- Preveja a ordem crescente dos pontos de ebulição para o seguinte: \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S} ; \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} ; \mathrm{CH}_{4} ; \mathrm{H}_{2} ; \mathrm{KBr}. Justifique a afirmativa:

Passo 1

O enunciado pede: prever a ordem crescente dos pontos de ebulição para as substâncias listadas e justificar a escolha.
As substâncias fornecidas são:
  • \mathrm{H}_2
  • \mathrm{CH}_4
  • \mathrm{H}_2\mathrm{S}
  • \mathrm{H}_2\mathrm{O}
  • \mathrm{KBr}
Informações implícitas que usaremos (fornecidas pelo enunciado via fórmulas):
  • São compostos de natureza diferente: moléculas simples (gases) e um sal iônico.
  • Queremos ordem crescente do ponto de ebulição (do menor para o maior).

Passo 2

Entendendo o que controla o ponto de ebulição (aulas rápidas, mas essenciais).
  • O ponto de ebulição aumenta quando é preciso mais energia para separar as partículas (moléculas ou íons) no líquido/ sólido. Em linguagem simples: quanto mais fortes as forças que “seguram” as partículas, maior o ponto de ebulição.
  • Principais forças intermoleculares/ interpartículas que importam aqui (da mais fraca para a mais forte, em geral):
    1. Forças de London (dispersion, induzidas) — existem em todas as partículas, importantes em não-polares; aumentam com o tamanho e o número de elétrons (maior polarizabilidade).
    2. Dipolo–dipolo (interação entre moléculas polares).
    3. Ligações de hidrogénio (caso especial forte de dipolo–dipolo quando \mathrm{H} está ligado a \mathrm{N},\mathrm{O} ou \mathrm{F} e interage com pares livres desses átomos).
    4. Ligações iônicas / energia reticular (em cristais iônicos como \mathrm{KBr}) — muito mais fortes, dão pontos de fusão/ebulição muito altos.
  • Conclusão prática: comparar substâncias pela natureza das interações (iônica > H-bonding > dipolo-dipolo > dispersion) e, dentro de uma mesma classe, usar tamanho/polarizabilidade.

Passo 3

Polarizabilidade e contagem de elétrons (como usar esse conceito na prova sem complicação).
  • Polarizabilidade é a facilidade com que a nuvem eletrônica de uma partícula é distorcida. Quanto mais elétrons e quanto maior o tamanho, maior a polarizabilidade → forças de London maiores → maior ponto de ebulição.
  • Contagem rápida de elétrons (apenas para ter noção relativa):
    • \mathrm{H}_2: 2 elétrons (muito pequeno, pouco polarizável).
    • \mathrm{CH}_4: 10 elétrons (maior que \mathrm{H}_2).
    • \mathrm{H}_2\mathrm{O}: 10 elétrons (mesma contagem que \mathrm{CH}_4, mas diferença importante abaixo).
    • \mathrm{H}_2\mathrm{S}: 18 elétrons (mais polarizável que \mathrm{CH}_4 e \mathrm{H}_2\mathrm{O}).
  • Regra prática na prova: entre não-polares, maior massa/mais elétrons → maior bp por dispersão. Entre moléculas com mesma massa, verificar polaridade e possibilidade de ligação de hidrogênio.

Passo 4

Porque \mathrm{H}_2 e \mathrm{CH}_4 têm pontos de ebulição muito baixos.
  • Ambos são moléculas apolares; o que os mantém juntos no líquido são principalmente forças de London.
  • Como \mathrm{H}_2 é minúsculo e tem pouquíssimos elétrons, sua polarizabilidade é muito baixa → menor força de London → menor ponto de ebulição.
  • \mathrm{CH}_4 é maior que \mathrm{H}_2 (mais elétrons), logo forças de London mais fortes que em \mathrm{H}_2 \mathrm{CH}_4 tem ponto de ebulição maior que \mathrm{H}_2.
  • Exemplos numéricos úteis para fixar (valores experimentais aproximados):
    • \mathrm{H}_2: ponto de ebulição \approx -252{,}9^\circ\mathrm{C}.
    • \mathrm{CH}_4: ponto de ebulição \approx -161{,}5^\circ\mathrm{C}.
  • Conclusão parcial: \mathrm{H}_2 < \mathrm{CH}_4.

Passo 5

Porque \mathrm{H}_2\mathrm{S} fica acima de \mathrm{CH}_4.
  • \mathrm{H}_2\mathrm{S} é uma molécula polar (dipolo) e, além disso, tem maior polarizabilidade (mais elétrons) do que \mathrm{CH}_4. Então recebe contribuição de dipolo–dipolo + forças de London mais fortes.
  • \mathrm{CH}_4 é apolar e depende só de London; portanto \mathrm{H}_2\mathrm{S} terá ponto de ebulição maior.
  • Valor experimental aproximado:
    • \mathrm{H}_2\mathrm{S}: ponto de ebulição \approx -60{,}7^\circ\mathrm{C}.
  • Conclusão parcial: \mathrm{H}_2 < \mathrm{CH}_4 < \mathrm{H}_2\mathrm{S}.

Passo 6

Por que \mathrm{H}_2\mathrm{O} é muito mais alto que \mathrm{H}_2\mathrm{S}.
  • Critério chave: ligação de hidrogênio. Para que haja ligação de hidrogênio forte, precisa-se de \mathrm{H} ligado a um átomo muito eletronegativo com pares livres — tipicamente \mathrm{N},\mathrm{O},\mathrm{F}.
  • \mathrm{H}_2\mathrm{O} tem ligações \mathrm{O}-\mathrm{H} e pares livres em \mathrm{O}, formando uma extensa rede de ligações de hidrogênio entre moléculas de água. Isso exige muita energia para separar (logo bp alto).
  • \mathrm{H}_2\mathrm{S} tem \mathrm{S}-\mathrm{H}: o enxofre é menos eletronegativo e mais volumoso, por isso as “ligações de hidrogênio” bem fortes não se formam; o efeito de H-bond em \mathrm{H}_2\mathrm{S} é desprezível comparado ao de \mathrm{H}_2\mathrm{O}.
  • Valor experimental:
    • \mathrm{H}_2\mathrm{O}: ponto de ebulição = 100^\circ\mathrm{C}.
  • Assim \mathrm{H}_2\mathrm{S} (≈ -60{,}7^\circ\mathrm{C}) << \mathrm{H}_2\mathrm{O} ( 100^\circ\mathrm{C}).

Passo 7

Por que \mathrm{KBr} é o maior da lista.
  • \mathrm{KBr} é um sal iônico: estrutura cristalina formada por íons \mathrm{K}^+ e \mathrm{Br}^- ligados por fortes forças eletrostáticas (energia reticular alta).
  • Quebrar esse retículo para passar ao estado gasoso exige energia muito maior do que separar moléculas presas por ligações de hidrogênio ou forças de London.
  • Portanto, sais iônicos apresentam pontos de fusão/ebulição muito elevados comparados a moléculas covalentes.
  • Valor experimental aproximado (ordem de grandeza): ponto de ebulição de \mathrm{KBr} é da ordem de \,10^3^\circ\mathrm{C} (muito maior que 100^\circ\mathrm{C}) — por isso é o maior da lista.

Passo 8

Resumo das comparações e lógica final (passo-a-passo que você pode usar na prova)
  • Identificar a natureza de cada substância: iônico ( \mathrm{KBr}) vs. molecular ( \mathrm{H}_2, \mathrm{CH}_4, \mathrm{H}_2\mathrm{S}, \mathrm{H}_2\mathrm{O}).
  • Entre moleculares: ver se formam ligações de hidrogênio ( \mathrm{H}_2\mathrm{O} sim), se são polares ( \mathrm{H}_2\mathrm{S} sim), ou apolares ( \mathrm{CH}_4, \mathrm{H}_2). Para apolares, comparar tamanhos/peso para avaliar dispersão.
  • Aplicando isso aqui dá a ordem (do menor ao maior): \mathrm{H}_2 < \mathrm{CH}_4 < \mathrm{H}_2\mathrm{S} < \mathrm{H}_2\mathrm{O} < \mathrm{KBr}.
  • Dica prática para prova: se aparecerem íons, coloque-os no topo (maior bp); se aparecer \mathrm{H} ligado a \mathrm{N},\mathrm{O},\mathrm{F}, espere bp alto por H-bond; para o resto compare massa/polarizabilidade.

Resposta

\mathrm{H}_2 < \mathrm{CH}_4 < \mathrm{H}_2\mathrm{S} < \mathrm{H}_2\mathrm{O} < \mathrm{KBr}

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