Como os íons sódio e cloreto no NaCl são atraídos eletrostaticamente, o que impede que os dois íons desapareçam formando um átomo simples, maior?
Passo 1
Beleza, a pergunta diz o seguinte: em NaCl a gente tem Na⁺ e Cl⁻ que ficam grudados por atração eletrostática. Mas por que esses íons não “viram” um átomo grandão, tipo um NaCl único, juntando elétrons e tal?
— Matéria: ligações iônicas e energias de processo (energia de ionização, afinidade eletrônica, energia de rede cristalina).
— O que vamos precisar: entender por que tirar ou pôr elétrons custa ou libera energia e como isso afeta se uma reação rola espontânea ou não.
— Matéria: ligações iônicas e energias de processo (energia de ionização, afinidade eletrônica, energia de rede cristalina).
— O que vamos precisar: entender por que tirar ou pôr elétrons custa ou libera energia e como isso afeta se uma reação rola espontânea ou não.
Passo 2
Antes de tudo, cada íon já está numa configuração bem estável de gás nobre:
• Na⁺ → configuração de Neônio (2s²2p⁶)
• Cl⁻ → configuração de Argônio (3s²3p⁶)
Isso significa que adicionar elétrons em Cl⁻ ou tirar elétrons de Na⁺ não é trivial:
• Na⁺ → configuração de Neônio (2s²2p⁶)
• Cl⁻ → configuração de Argônio (3s²3p⁶)
Isso significa que adicionar elétrons em Cl⁻ ou tirar elétrons de Na⁺ não é trivial:
- Para transformar Na⁺ em Na (ganhar de volta um elétron) você depende da afinidade eletrônica do Na, que é baixa (só cerca de –53 kJ/mol; pouco favorável a perder esse elétron).
- Para transformar Cl⁻ em Cl (perder o elétron extra) você paga caro: tem que investir energia para arrancar o elétron, e a energia de ionização de Cl⁻ nem é algo comumente tabulado, mas certamente é alta porque ele já tem 8 elétrons na última camada, superestável.
Passo 3
Vamos olhar a contas de energia mais “oficial”:
Para que Na⁺ e Cl⁻ virem átomos neutros separados (Na + Cl), acontecem dois processos:
Para que Na⁺ e Cl⁻ virem átomos neutros separados (Na + Cl), acontecem dois processos:
- Na⁺ + e⁻ → Na (Energia liberada ≈ Afinidade eletrônica de Na ≈ –53 kJ/mol)
- Cl⁻ → Cl + e⁻ (Energia gasta ≈ Energia de ionização de Cl⁻, muito alta)
Mas mais fácil relacionar com o processo inverso:
Na → Na⁺ + e⁻ (Eᵢ(Na) = +496 kJ/mol)
Cl + e⁻ → Cl⁻ (Eₐ(Cl) = –349 kJ/mol)
Na → Na⁺ + e⁻ (Eᵢ(Na) = +496 kJ/mol)
Cl + e⁻ → Cl⁻ (Eₐ(Cl) = –349 kJ/mol)
Logo, se invertermos (querendo Na⁺ + Cl⁻ → Na + Cl) a variação de entalpia é:
ΔH = +496 – 349 = +147 kJ/mol
ΔH = +496 – 349 = +147 kJ/mol
Isso é positivo, ou seja, a reação não é espontânea: você teria que colocar pelo menos 147 kJ/mol para “desfazer” esses íons e formar átomos neutros.
Além disso, no sólido NaCl há a energia de rede cristalina, que mantém o retículo iônico unido (cerca de –787 kJ/mol). Para criar esse “átomo NaCl” único, você teria que quebrar toda essa rede, investindo ainda muito mais energia.
Além disso, no sólido NaCl há a energia de rede cristalina, que mantém o retículo iônico unido (cerca de –787 kJ/mol). Para criar esse “átomo NaCl” único, você teria que quebrar toda essa rede, investindo ainda muito mais energia.
Resposta
O que impede Na⁺ e Cl⁻ de “desaparecerem” formando um só átomo maior é justamente a barreira energética: tanto para arrancar elétrons de Cl⁻ quanto para repor elétrons em Na⁺ é preciso investir muita energia, sem falar na energia de rede do cristal. Assim, não vale energeticamente a pena — os íons continuam separados e grudados por ligação iônica.