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Grade 11termodinâmica


Entalpia de dissociação de ligação


A química está cheia de conceitos interessantes, e um deles é a ideia de entalpia de dissociação de ligação. Em termos simples, a entalpia de dissociação de ligação é a energia necessária para quebrar uma ligação química em uma molécula. É uma medida da força da ligação.

Compreendendo a entalpia

Antes de entrarmos especificamente na dissociação de ligação, é importante ter um entendimento básico do que é entalpia. A entalpia é uma propriedade termodinâmica usada para entender as mudanças de calor dentro de um sistema. É frequentemente representada pela letra H

A mudança na entalpia, representada como ΔH, significa o calor absorvido ou liberado durante uma reação química. ΔH positivo significa que o calor é absorvido, e a reação é endotérmica. ΔH negativo significa que o calor é liberado, e a reação é exotérmica.

Ligação química: Uma visão geral breve

Átomos se unem para formar moléculas compartilhando elétrons. As conexões que se formam entre eles são chamadas de ligações químicas. Os tipos mais comuns de ligações são ligações covalentes, onde átomos compartilham pares de elétrons.

Considere uma molécula simples de gás hidrogênio, H2. Consiste em dois átomos de hidrogênio ligados entre si. A ligação entre esses dois átomos de hidrogênio pode ser representada como:

h -- h

Esta linha representa a ligação covalente entre dois átomos de hidrogênio.

Entalpia de dissociação de ligação

A entalpia de dissociação de ligação, também chamada de energia de dissociação de ligação, é a quantidade de energia necessária para quebrar um mol de ligações na fase gasosa. Geralmente é expressa em quilojoules por mol ( kJ/mol ).

Por exemplo, para quebrar uma única ligação em uma molécula de gás hidrogênio: H2 (g) → 2H (g), A entalpia de dissociação de ligação seria a quantidade de energia necessária para realizar essa tarefa.

Por que medir a entalpia de dissociação de ligação?

Compreender a força das ligações químicas é muito importante na química. Conhecer a entalpia de dissociação de ligação ajuda a prever a estabilidade dos compostos e a entender os mecanismos de reação. Ligações fortes geralmente têm altas energias de dissociação, tornando as moléculas mais estáveis. Ligações fracas têm baixas energias de dissociação, o que pode tornar as moléculas mais reativas.

Exemplos de ligações covalentes

Vamos considerar uma molécula de água, H2O. A estrutura de uma molécula de água é assim:

H -- O -- H

De fato, o átomo de oxigênio na água forma ligações covalentes com cada átomo de hidrogênio. É necessária energia para quebrar essas ligações. Essa energia é a entalpia de dissociação de ligação.

Entalpia de formação e quebra de ligação

Quando ocorre uma reação química, ligações são quebradas nos reagentes e novas ligações são formadas nos produtos. A mudança de entalpia de uma reação depende da entalpia da quebra de ligações e da formação de ligações. Energia é absorvida quando as ligações são quebradas, e energia é liberada quando as ligações são formadas.

Por exemplo, considere a reação de hidrogênio e gás cloro para formar ácido clorídrico:

H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g)
  • É necessária energia para quebrar a ligação H-H e a ligação Cl-Cl.
  • Energia é liberada formando ligações H-Cl.

A mudança geral na entalpia para a reação é dada subtraindo a energia liberada pela formação das ligações da energia necessária para quebrar as ligações.

Calculando a entalpia de uma reação

A entalpia de uma reação (ΔH reaction) pode ser estimada usando a seguinte equação:

ΔHreaction = Σ ΔHbond-breaking - Σ ΔHbond-making

Onde:

  • Σ ΔHbond breaking: soma das entalpias para quebrar ligações (processo endotérmico)
  • Σ ΔHBond-Formation: Soma das entalpias para a formação de ligações (processo exotérmico)

Para uma reação simples, você pode calcular a mudança de entalpia usando a média da entalpia de dissociação de ligação encontrada em tabelas padrão de dados de química.

Visualizando a transformação de energia

+--------------------------------+ EA +--------------------------------+
| Reactantes (H2, Cl2) |------>| Complexo ativado |
,
          ΔHreaction
             (exotérmica)
,
| Produtos (2HCl) | <---------------------- | |
,

No diagrama acima, a seta apontando para cima de "reactantes" representa a entrada de energia necessária para alcançar o estado de complexo ativado, que reflete a quebra das ligações antigas. Setas apontando para baixo indicam liberação de energia à medida que novas ligações são formadas para formar produtos.

Fatores que afetam a entalpia de ligação

1. Comprimento da ligação

O comprimento da ligação é inversamente proporcional à força da ligação. Ligações mais curtas são mais fortes e, portanto, têm maior entalpia de dissociação. Por exemplo, ligações triplas são mais fortes do que ligações duplas ou simples porque são mais curtas.

2. Ordem de ligação

A ordem de ligação define o número de ligações entre dois átomos. Ordens de ligação mais altas (ou seja, mais pares de elétrons compartilhados) têm maiores entalpias de dissociação de ligação. Uma ligação tripla, como a do gás nitrogênio (N≡N), é mais forte do que uma ligação dupla, que por sua vez é mais forte do que uma ligação simples.

3. Tamanho atômico

Quanto maior o tamanho do átomo, mais fraca é a ligação devido ao aumento da distância entre os núcleos, resultando em menor entalpia de ligação.

Aplicações práticas

Síntese química

Conhecer a entalpia de dissociação de ligação dos reagentes e produtos ajuda a prever como a reação vai proceder e a projetar caminhos que otimizem a eficiência energética.

Reações de combustão

A entalpia de dissociação de ligação pode ajudar a calcular a energia liberada durante a combustão, fornecendo informações úteis sobre a eficiência do combustível.

Reações bioquímicas

Compreender as forças das ligações é útil para investigar processos bioquímicos como o metabolismo, onde pode ser importante saber quais ligações nas moléculas são facilmente quebradas.

Conclusão

A entalpia de dissociação de ligação fornece insights importantes sobre os aspectos energéticos das ligações químicas. É uma ferramenta essencial para os químicos preverem e explicarem o comportamento das moléculas durante as reações. Ao entender esse conceito, você pode não apenas apreciar o aspecto quantitativo das reações, mas também obter uma visão da natureza das ligações químicas.


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