Qual é a faixa de entalpia das ligações de hidrogênio? O que explica essa diferença?

Passo 1

O enunciado pede para identificarmos a faixa típica de entalpia das ligações de hidrogênio e explicarmos por que esse valor varia. O conteúdo envolve forças intermoleculares – em particular, ligações de hidrogênio – e seus fatores determinantes (eletronegatividade, geometria, meio ambiente).

Passo 2

Pesquisas experimentais e estudos calorimétricos mostram que a entalpia de formação de uma ligação de hidrogênio varia tipicamente de
sim 4 kJ/mol
para ligações muito fracas até
sim 40 kJ/mol
para as mais fortes (como O–H cdotsO em sistemas muito direcionais).

Passo 3

A variação nessa faixa de entalpia se explica principalmente pelos seguintes fatores:
1. Natureza do doador e do aceitador: quando ambos são átomos muito eletronegativos (F, O ou N), a polarização da ligação X–H aumenta e a interação H cdotsY fica mais forte.
2. Acidez do hidrogênio e basicidade do par solitário: maior caráter ácido do H (doadores mais ácidos) ou maior basicidade do aceitador (pares solitários mais disponíveis) elevam a estabilidade da ligação.

Passo 4

Outros fatores contribuintes são:
1. Geometria (linearidade): a ligação H cdotsY tende a ser mais forte quando o ângulo X–H cdotsY se aproxima de 180^circ.
2. Efeito do meio (solvente, constante dielétrica): em solventes polares de alta constante dielétrica, a interação é atenuada.
3. Cooperatividade e redes de ligações de hidrogênio: em materiais como gelo ou proteínas, múltiplas ligações próximas podem reforçar umas às outras, elevando ainda mais a entalpia aparente.

Resposta

A entalpia de ligação de hidrogênio fica entre aproximadamente 4 e 40, kJ/mol. Essa amplitude decorre das diferenças de eletronegatividade e caráter ácido/base dos átomos envolvidos, da geometria da interação, do efeito do meio e de possíveis efeitos cooperativos na rede de ligações de hidrogênio.

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