Em termos energético, explique por que o ácido fluorídrico é mais fraco que os demais hidrácidos de haletos.
Passo 1
O enunciado pede para explicar, em termos energéticos, por que o ácido fluorídrico (HF) é mais fraco do que os outros hidrácidos dos haletos (HCl, HBr, HI). Isso faz parte de Termoquímica e Equilíbrio ácido-base. Para resolver, vamos precisar entender:
- A energia de ligação H–X (entalpia de dissociação).
- A energia de solvatação (hidratação) do ânion X⁻.
- Como esses termos influenciam a tendência que o ácido tem de se ionizar em água.
Passo 2
Antes de tudo, um ácido mais forte é aquele que, em água, se dissocia mais facilmente:
Energeticamente, a entalpia da reação (ΔH_diss) depende de:
- Quebrar a ligação H–X (custa energia, ΔH_lig>0).
- Formar as interações de H⁺ e X⁻ com a água (libera energia, ΔH_hid<0).
No total:
Quanto maior for a energia que você gasta pra quebrar a ligação (ΔH_lig), menos favorável será a dissociação.
Passo 3
Vamos comparar as entalpias de ligação H–X:
– HF: ΔH_lig ≃ +565 kJ/mol
– HCl: ΔH_lig ≃ +427 kJ/mol
– HBr: ΔH_lig ≃ +363 kJ/mol
– HI: ΔH_lig ≃ +295 kJ/mol
Repara que HF tem a ligação H–F muito mais forte, ou seja, custa muito mais energia para quebrar essa ligação e liberar H⁺.
– HF: ΔH_lig ≃ +565 kJ/mol
– HCl: ΔH_lig ≃ +427 kJ/mol
– HBr: ΔH_lig ≃ +363 kJ/mol
– HI: ΔH_lig ≃ +295 kJ/mol
Repara que HF tem a ligação H–F muito mais forte, ou seja, custa muito mais energia para quebrar essa ligação e liberar H⁺.
Passo 4
Agora, a parte da hidratação (solvatação) do ânion X⁻: quanto menor o íon, mais intenso é o campo elétrico na sua superfície e mais forte é a atração pela água. Por isso:
– F⁻ tem ΔH_hid ≃ –505 kJ/mol (bem grande em valor absoluto)
– Cl⁻ tem ΔH_hid ≃ –380 kJ/mol
– Br⁻ ≃ –345 kJ/mol
– I⁻ ≃ –305 kJ/mol
Ou seja, embora F⁻ seja muito bem hidratado (libera bastante energia), mesmo assim a energia gasta para quebrar HF (+565 kJ/mol) não é totalmente compensada pela hidratação de F⁻ (–505 kJ/mol). O saldo ΔH_diss de HF continua positivo ou pouco negativo, o que torna a dissociação pouco favorável.
– F⁻ tem ΔH_hid ≃ –505 kJ/mol (bem grande em valor absoluto)
– Cl⁻ tem ΔH_hid ≃ –380 kJ/mol
– Br⁻ ≃ –345 kJ/mol
– I⁻ ≃ –305 kJ/mol
Ou seja, embora F⁻ seja muito bem hidratado (libera bastante energia), mesmo assim a energia gasta para quebrar HF (+565 kJ/mol) não é totalmente compensada pela hidratação de F⁻ (–505 kJ/mol). O saldo ΔH_diss de HF continua positivo ou pouco negativo, o que torna a dissociação pouco favorável.
Passo 5
Resumindo a conta energética para HF:
Para HCl, por exemplo:
E vai diminuindo até HI, que às vezes já dá ΔH_diss quase negativo. Quanto menor esse ΔH_diss, mais fácil é dissociar e mais forte é o ácido.
Resposta
O HF é mais fraco porque sua ligação H–F é muito forte (requer muita energia para quebrar) e, apesar de F⁻ ser bem hidratado, a energia liberada na solvatação não basta para tornar a dissociação energeticamente favorável. Portanto, HF se ioniza menos em água e é um ácido bem mais fraco que HCl, HBr e HI.