En $\ce{CH4}$, el carbono central forma cuatro enlaces simples con los hidrógenos. Esto implica cuatro dominios electrónicos, por lo que la hibridación es $\mathrm{sp^3}$.En $\ce{C2H4}$, cada átomo de carbono está unido a otro carbono mediante un doble enlace y a dos átomos de hidrógeno mediante enlaces simples. Cada carbono tiene un total de tres dominios electrónicos (un doble enlace y dos enlaces simples), lo que resulta en una hibridación $\mathrm{sp^2}$.En $\ce{C2H2}$, cada átomo de carbono está unido a otro carbono mediante un triple enlace y a un átomo de hidrógeno mediante un enlace simple. Cada carbono tiene un total de dos dominios electrónicos (un triple enlace y un enlace simple), lo que resulta en una hibridación $\mathrm{sp}$.En $\ce{CH3OH}$, el átomo de carbono forma tres enlaces simples con átomos de hidrógeno y un enlace simple con el átomo de oxígeno. Esto implica cuatro dominios electrónicos, por lo que la hibridación del carbono es $\mathrm{sp^3}$.

Las moléculas $\ce{CH4}$, $\ce{C2H4}$ y $\ce{C2H2}$ son moléculas apolares o con una polaridad neta muy baja debido a su geometría simétrica. Por lo tanto, las únicas fuerzas intermoleculares presentes en estas moléculas son las fuerzas de dispersión de London (fuerzas de Van der Waals), que son las más débiles.La molécula $\ce{CH3OH}$ (metanol) es una molécula polar. Contiene un grupo hidroxilo ($\ce{-OH}$), lo que permite la formación de puentes de hidrógeno entre sus moléculas. Los puentes de hidrógeno son un tipo de interacción dipolo-dipolo particularmente fuerte. Además de los puentes de hidrógeno, también presenta fuerzas de dispersión de London y fuerzas dipolo-dipolo más débiles.Dado que los puentes de hidrógeno son fuerzas intermoleculares mucho más fuertes que las fuerzas de dispersión de London, la molécula de $\ce{CH3OH}$ requiere significativamente más energía para superar sus atracciones intermoleculares y pasar a la fase gaseosa. Por lo tanto, $\ce{CH3OH}$ presenta el mayor punto de ebullición de las cuatro moléculas mencionadas.