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 trata de entalpias de ligação, que pertencem ao ramo de termodinâmica química. Vamos precisar entender como definimos uma entalpia de ligação (
) de forma padronizada, e depois mostrar por que essa definição se faz em fase gasosa.
Passo 2
Definimos a entalpia de ligação de uma ligação A–B como a quantidade de energia requerida para dissociar
mol dessa ligação no estado gasoso em átomos isolados. Em notação química:
e a entalpia padrão associada a esse processo é
. Escolhemos a fase gasosa para que cada molécula ou radical aja como entidade isolada, sem interações intermoleculares que atrapalhem a medida da energia puramente ligada ao rompimento da ligação.
Passo 3
Quando rompemos uma ligação química, estamos levando o par de elétrons que mantinha os átomos unidos para um estado de maior energia potencial (os átomos isolados). A energia que fixa átomos no estado ligado corresponde a um “poço” na superfície de energia potencial. Para subir desse poço até o nível em que os átomos estão separados, é preciso fornecer energia. Por isso, o processo de quebra de ligação sempre absorve calor do meio, ou seja, é endotérmico (
).
Passo 4
O processo inverso, a formação de uma ligação, faz com que dois átomos isolados — que estão num nível alto de energia potencial — se aproximem e “caiam” para dentro daquele poço de energia associado à ligação. Durante essa “queda”, a diferença de energia potencial é liberada para o meio, o que caracteriza um processo exotérmico (
).
Passo 5
Resumindo usando a lei de Hess: um processo de quebra de ligação tem entalpia positiva por exigir energia para vencer a atração eletrônica, e a formação libera exatamente a mesma quantidade de energia em módulo, só que como calor liberado. A fase gasosa garante que medimos só a energia da ligação, sem somar efeitos de solvente, empacotamento molecular ou outros fenômenos.
Resposta
A entalpia de ligação é definida em fase gasosa para que as moléculas e radicais estejam isolados e não haja interferência de forças intermoleculares. A quebra de ligação é sempre endotérmica porque requer energia para afastar átomos do mínimo de energia potencial que os mantém unidos. A formação de ligação é sempre exotérmica porque átomos isolados liberam energia ao “caírem” nesse mesmo poço de energia potencial.