Explique por que a entalpia de ligação de uma molécula é definida para a reação em fase gasosa. Por que os processos de quebra de ligações são sempre endotérmicos e os de formação de ligações sempre exotérmicos?

Passo 1

O enunciado pergunta por que definimos a entalpia de ligação de uma molécula sempre para a reação em fase gasosa e pede também uma justificativa geral de por que a quebra de ligações é um processo endotérmico ( \Delta H>0) e a formação de ligações é exotérmica ( \Delta H<0). O conteúdo envolvido é termodinâmica química, em particular entalpias de ligação e energia potencial de átomos isolados em fase gasosa. Para resolver, vamos usar o conceito de estado padrão na termodinâmica, a ideia de moléculas isoladas (sem interações intermoleculares) e o perfil de energia de um par de átomos.

Passo 2

Definimos a entalpia de ligação em fase gasosa porque nessa fase as moléculas estão suficientemente separadas para que não haja interações intermoleculares significativas. Assim, o processo
\text{A–B (g)} \longrightarrow \text{A (g)} + \text{B (g)}
reflete unicamente a energia necessária para romper o par de átomos A–B, sem efeitos de solvatacão, empacotamento cristalino ou outras forças externas. Isso torna a medida reprodutível e comparável entre diferentes moléculas.

Passo 3

A quebra de uma ligação química A–B significa afastar os átomos um do outro até que a atração que mantinha o par unido seja vencida. No modelo de energia potencial de dois átomos, existe um poço de potencial cuja profundidade corresponde à energia mínima do sistema. Para que A e B se separem, é preciso fornecer energia correspondente à profundidade desse poço. Em termos de entalpia, ao promover
\text{A–B (g)} \to \text{A (g)} + \text{B (g)}
temos sempre \Delta H_{\text{dissociação}}>0çã, caracterizando um processo endotérmico.

Passo 4

Por outro lado, quando A e B se aproximam até a distância de ligação, o sistema passa a um estado de energia potencial mais baixa e a diferença de energia é liberada ao ambiente. Na reação inversa,
\text{A (g)} + \text{B (g)} \to \text{A–B (g)},
essa liberação de energia faz \Delta H_{\text{formação}}<0çã, definindo o processo como exotérmico.

Passo 5

Resumindo, a definição em fase gasosa garante que a entalpia de ligação reflita apenas as interações eletrônicas entre os átomos A e B, sem interferência de forças externas. A quebra de ligações exige energia para vencer o poço de potencial (endotérmico) e a formação de ligações libera energia ao cair naquele poço (exotérmico).

Resposta

A entalpia de ligação é definida em fase gasosa para que somente a energia da interação A–B seja medida, sem interferências intermoleculares. A quebra de ligações é sempre endotérmica porque demanda energia para superar a atração entre átomos; a formação de ligações é sempre exotérmica porque libera energia quando os átomos passam a um estado de menor energia potencial.

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