1- Preveja a ordem crescente dos pontos de ebulição para o seguinte:
. 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:
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):
- 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).
- Dipolo–dipolo (interação entre moléculas polares).
- Ligações de hidrogénio (caso especial forte de dipolo–dipolo quando
está ligado a ou e interage com pares livres desses átomos). - Ligações iônicas / energia reticular (em cristais iônicos como
) — 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):
-
: elétrons (muito pequeno, pouco polarizável). -
: elétrons (maior que ). -
: elétrons (mesma contagem que , mas diferença importante abaixo). -
: elétrons (mais polarizável que e ).
-
- 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
e
têm pontos de ebulição muito baixos.
- Ambos são moléculas apolares; o que os mantém juntos no líquido são principalmente forças de London.
- Como
é minúsculo e tem pouquíssimos elétrons, sua polarizabilidade é muito baixa → menor força de London → menor ponto de ebulição. -
é maior que (mais elétrons), logo forças de London mais fortes que em → tem ponto de ebulição maior que . - Exemplos numéricos úteis para fixar (valores experimentais aproximados):
-
: ponto de ebulição . -
: ponto de ebulição .
-
- Conclusão parcial:
< .
Passo 5
Porque
fica acima de
.
-
é uma molécula polar (dipolo) e, além disso, tem maior polarizabilidade (mais elétrons) do que . Então recebe contribuição de dipolo–dipolo + forças de London mais fortes. -
é apolar e depende só de London; portanto terá ponto de ebulição maior. - Valor experimental aproximado:
-
: ponto de ebulição .
-
- Conclusão parcial:
.
Passo 6
Por que
é muito mais alto que
.
- Critério chave: ligação de hidrogênio. Para que haja ligação de hidrogênio forte, precisa-se de
ligado a um átomo muito eletronegativo com pares livres — tipicamente . -
tem ligações e pares livres em , formando uma extensa rede de ligações de hidrogênio entre moléculas de água. Isso exige muita energia para separar (logo bp alto). -
tem : 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 é desprezível comparado ao de . - Valor experimental:
-
: ponto de ebulição .
-
- Assim
(≈ ) << ( ).
Passo 7
Por que
é o maior da lista.
-
é um sal iônico: estrutura cristalina formada por íons e 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
é da ordem de (muito maior que ) — 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 (
) vs. molecular ( ). - Entre moleculares: ver se formam ligações de hidrogênio (
sim), se são polares ( sim), ou apolares ( ). Para apolares, comparar tamanhos/peso para avaliar dispersão. - Aplicando isso aqui dá a ordem (do menor ao maior):
. - Dica prática para prova: se aparecerem íons, coloque-os no topo (maior bp); se aparecer
ligado a , espere bp alto por H-bond; para o resto compare massa/polarizabilidade.