Sobre a relação entre estrutura e propriedades físicas, responda:
Sob condições normais de temperatura e pressão, por que o Etano é um gás, o Etanol é um líquido e o Etanoato de sódio é um sólido?

Passo 1

O enunciado pede que se explique, sob condições normais de temperatura e pressão, por que cada uma destas espécies tem o estado físico observado:
  • Etano: \mathrm{C_2H_6} — qual é e por que é gás?
  • Etanol: \mathrm{CH_3CH_2OH} — qual é e por que é líquido?
  • Etanoato de sódio (acetato de sódio): \mathrm{CH_3COO^-\,Na^+} — qual é e por que é sólido?
Informações relevantes que o enunciado dá (implícitas):
  • As estruturas químicas dos três compostos (vou representar em fórmulas).
  • O pedido é explicar a relação estrutura ↔ propriedades físicas (estado da matéria) sob condições normais de temperatura e pressão (CNTP).

Passo 2

Conceito central: o estado físico (sólido, líquido ou gasoso) de uma substância à uma dada temperatura e pressão depende principalmente da intensidade das forças intermoleculares entre suas unidades (moléculas ou íons). Se as forças intermoleculares são:
  • muito fracas → moléculas se separarem facilmente → gás;
  • moderadas → moléculas próximas mas móveis → líquido;
  • muito fortes → unidades presas em rede ordenada → sólido.
Vou ensinar quais são as forças intermoleculares mais importantes, em ordem crescente típica de energia:
  1. Forças de London (dispersion forces) — presentes em todas as moléculas, especialmente importantes em moléculas apolares.
  2. Interações dipolo–dipolo — entre moléculas polares.
  3. Ligações de hidrogênio — caso especial forte de interação dipolar envolvendo H ligado a O, N ou F.
  4. Ligações iônicas / energia reticular — entre íons em um cristal iônico; geralmente muito mais fortes que as interações entre moléculas neutras.

Passo 3

O que são as forças de London (forças de dispersão)?
  • Explicação simples: movimentos instantâneos dos elétrons criam dipolos temporários; dipolos temporários induzem dipolos em moléculas vizinhas, resultando em atrações fracas.
  • Características úteis para provas:
    • Presentes em todas as moléculas (até nas apolares).
    • A intensidade aumenta com a polarizabilidade, que cresce com o número de elétrons / massa molar e com a área de superfície da molécula.
    • Ordens de grandeza típicas: alguns kJ·mol^{-1} por interação (valores pequenos comparados a ligações químicas).
  • Consequência prática: moléculas pequenas e apolares (poucos elétrons, pouca superfície) têm forças de London muito fracas e, portanto, pontos de ebulição/solidificação muito baixos — tendem a ser gases.

Passo 4

Aplicando isso ao etano \mathrm{C_2H_6}:
  • Estrutura: molécula apolar, cadeia curta (dois carbonos), sem grupos polares.
  • Forças intermoleculares dominantes: exclusivamente forças de London (não há dipolo permanente, nem possibilidade de ligação de hidrogênio).
  • Molaridade e dados práticos (úteis em prova): massa molar aproximada \approx 30{,}07\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}; ponto de ebulição \approx -88{,}6^\circ\text{C}.
  • Conclusão: à temperatura ambiente (e também em CNTP) a energia térmica vence facilmente as fracas forças de London, por isso \mathrm{C_2H_6} é gás.

Passo 5

O que é dipolo–dipolo e ligação de hidrogênio? Como distinguí-las:
  • Dipolo–dipolo: entre moléculas que têm um momento dipolar permanente (diferença de eletronegatividade entre átomos que cria pólos + e -). Energia maior que London, mas ainda moderada.
  • Ligação de hidrogênio (H-bond): caso especial forte quando há \mathrm{H} ligado a \mathrm{O}, \mathrm{N} ou \mathrm{F} e esse \mathrm{H} interage fortemente com um par de elétrons não-ligantes de outro átomo \mathrm{O,N,F}. É muito importante porque adiciona interações direcionais fortes entre moléculas.
  • Ordens de grandeza (aproximações úteis para prova):
    • forças de London: \sim 1 a 10\\ \mathrm{kJ\cdot mol^{-1}},
    • ligações de hidrogênio: \sim 10 a 40\\ \mathrm{kJ\cdot mol^{-1}},
    • ligações iônicas / energia reticular: centenas de \mathrm{kJ\cdot mol^{-1}}.

Passo 6

Aplicando ao etanol \mathrm{CH_3CH_2OH}:
  • Estrutura: possui o grupo hidroxila -\mathrm{OH}. Isso o torna polar e capaz de formar ligações de hidrogênio do tipo: o \mathrm{H} do -\mathrm{OH} pode doar uma H‑bond para o par de elétrons do O de outra molécula de etanol.
  • Consequências:
    • Além das forças de London, há ligações de hidrogênio intermoleculares significativas, que “ligam” moléculas de etanol entre si formando uma rede fluida.
    • Massa molar maior que a do etano ( \approx 46{,}07\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}), o que também aumenta um pouco as forças de dispersão, mas o fator decisivo é o H‑bond.
  • Dado prático: ponto de ebulição \approx 78{,}37^\circ\text{C}; ponto de fusão \approx -114{,}1^\circ\text{C}.
  • Conclusão: à temperatura ambiente ou em CNTP o etanol permanece líquido porque as ligações de hidrogênio mantêm as moléculas próximas mesmo com a agitação térmica.

Passo 7

O que é ligação iônica e energia reticular (lattice energy)?
  • Compostos iônicos são formados por cátions e ânions (no caso: \mathrm{Na^+} e \mathrm{CH_3COO^-}).
  • No estado sólido, os íons ordenam-se em uma rede cristalina com fortes atrações eletrostáticas entre cargas opostas.
  • A energia necessária para separar esses íons em fase gasosa (energia reticular) é muito alta (tipicamente centenas de \mathrm{kJ\cdot mol^{-1}}), muito maior que energias de H‑bond ou dispersion.
  • Consequência: compostos iônicos tendem a ter pontos de fusão e ebulição muito altos e serem sólidos à temperatura ambiente, salvo se forem muito voláteis ou tiverem estruturas incomuns.

Passo 8

Aplicando ao etanoato de sódio \mathrm{CH_3COO^-\,Na^+} (acetato de sódio):
  • Estrutura: sal iônico formado pelo ânion etanoato \mathrm{CH_3COO^-} e pelo cátion \mathrm{Na^+}.
  • Forças intermoleculares dominantes: fortes interações eletrostáticas iônicas mantendo um retículo cristalino estável.
  • Dado prático: ponto de fusão do acetato de sódio anidro \approx 324^\circ\text{C} — muito maior que temperaturas ambientes.
  • Conclusão: em CNTP o composto é sólido porque as forças iônicas no cristal não são superadas pela energia térmica disponível.

Passo 9

Comparação compacta (energia ↔ estado):
  • \mathrm{C_2H_6}: apolar, só dispersion → forças fracas → baixo ponto de ebulição ( -88{,}6^\circ\text{C}) → gás.
  • \mathrm{CH_3CH_2OH}: polar + -\mathrm{OH} capaz de H‑bond → interações intermoleculares bem mais fortes → ponto de ebulição elevado ( 78{,}37^\circ\text{C}) → líquido.
  • \mathrm{CH_3COO^-\,Na^+}: íon–íon em rede cristalina → energia reticular muito alta → ponto de fusão muito alto ( \approx 324^\circ\text{C}) → sólido.

Passo 10

Dicas rápidas para a prova (como decidir rápido o estado):
  • Identifique: molécula apolar pequena → tende a ser gás; presença de -\mathrm{OH}, -\mathrm{NH} → procure por H‑bonds → tende a subir ponto de ebulição (líquido ou sólido); composto iônico → sólido (salvo exceções).
  • Consulte mentalmente ordens de grandeza: dispersion (fraco), H‑bond (moderado a forte), iônico (muito forte).
  • Aproveite dados conhecidos de pontos de ebulição/fusão de compostos simples para comparar quando necessário.

Resposta

Etano ( \mathrm{C_2H_6}) — gás: molécula apolar e pequena; só tem forças de London fracas, logo tem ponto de ebulição muito baixo.
Etanol ( \mathrm{CH_3CH_2OH}) — líquido: molécula polar com grupo -\mathrm{OH} que forma ligações de hidrogênio intermoleculares fortes, elevando o ponto de ebulição.
Etanoato de sódio ( \mathrm{CH_3COO^-\,Na^+}) — sólido: sal iônico com fortes interações eletrostáticas numa rede cristalina (energia reticular alta), resultando em ponto de fusão muito elevado.

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