Energia de Dissociação e Entalpia

Na ruptura de uma ligação entre dois átomos (quando um átomo se solta de uma molécula), consome-se energia para que haja a quebra.

Como na formação de uma ligação se liberta energia e essa energia liberada na formação, como a absorvida na quebra é chamada de energia de dissociação de ligação e são a mesma quantidade.


Quando se forma uma ligação, os átomos estavam instáveis, energéticos, com elétrons desemparelhados e buscando por oito elétrons na última camada.
Quando ele se liga, ele estabiliza, portanto perde energia (ele libera um pouco dessa energia dos elétrons dele e fica mais estável).

Portanto quando essa ligação quebra ele precisa recuperar essa energia que seus elétrons liberaram na formação da ligação.

Quando uma ligação vai se romper é necessário que se forneça energia a esses elétrons nas orbitais ligantes até que eles fiquem tão excitados (grande movimentação) que não consigam mais conviver no mesmo local, mesmo emparelhados, e essas orbitais têm que se separar.

Voltando finalmente os elétrons a mesma quantidade de energia que tinham antes de se ligarem.

Essa energia de dissociação é precisamente igual a liberada na formação da ligação.


Quanto maior for a sobreposição dos orbitais mais forte é a ligação, precisará de mais energia para se afastarem totalmente, pois a força eletrostática (de atração) é maior pelos elétrons estarem mais perto dos núcleos, dos dois núcleos, deixando a molécula mais estável (por esses elétrons não terem muito movimento, portanto sem muita energia).

A força que atração dos núcleos pelos elétrons se equilibra com a força de repulsão dos núcleos positivos entre si.



 



A distância em que ocorre o equilíbrio dessas forças é chamado de comprimento da ligação.
 
Na molécula de hidrogênio, H2, o comprimento da ligação é de 74 pm, que se mede de núcleo a núcleo.
Quando chega a esse ponto um mol da molécula de H2 contém 435 kJ/mol a menos do que tinha em um mol de átomos de hidrogênio.


Entalpia



Entalpia então é a junção/soma da energia que varia durante formação e rompimento de ligações para a formação de moléculas.
Diferença de energia entre reagentes e produtos.

Por exemplo o CH4:

Para cada adição de um novo átomo de hidrogênio no carbono tem uma certa quantidade de energia liberada.
Já para a molécula CH4 a entalpia seria a soma de todas as energias liberadas de todas as ligações individualmente, resultando assim na diferença de energia que se tinha antes e a que se passou a ter no final do processo.

Nesse caso então a entalpia seria, o deltaH seria = 1661 kJ/mol.


Durante a adição do primeiro átomo de hidrogênio em um de carbono, se libera 339 kJ/mol.
Na adição de um átomo de hidrogênio na molécula de CH3, se libera 435 kJ/mol.
E esses valores são chamados de energia de dissociação da ligação (Pois é o mesmo valor necessário que seja absorvido para o rompimento dessa ligação).

 

Energia de ligação da molécula CH4 é 415 kJ/mol, pois energia de ligação é a média de cada energia de dissociação em cada ligação formada em cada fase, pelo átomo de carbono nesse caso.

Então energia de ligação seria mais ou menos a quantidade de energia liberada a cada ligação, ou que seria necessária para que se rompa a ligação, nesse caso do carbono com um hidrogênio.

Por isso 415 x 4 (energia de ligação somada 4 vezes, pelas 4 vezes que se formaram ligações na molécula de CH4) = (resulta a entalpia, que é o valor de modificação de energia total que a molécula causa. O aumento ou a diminuição da quantidade de energia do produto -em relação ao reagentes- ao fim do processo depois de toda a formação ou dissociação de ligações) 1660 kJ/mol.

 
No caso de formação de ligações, os átomos antes carregando muita energia, liberaram a cada ligação a mais formada entre eles, mais energia para o meio e ficam mais estáveis e menos energéticos.


CH4 -> C + 4H  Possui DeltaH = 1661 kJ/mol.
(percebe-se que esse resultado é positivo, pois essa quantidade de energia foi absorvida do meio para os componentes da reação e que está a mais neles, nos produtos -em comparação a quando eles eram reagentes- ao final de todo o processo).

Se invertermos a reação:
C + 4H -> CH4   DeltaH = -1661 kJ/mol.

Negativo: Pois indica que o produto tem 1661 kJ a menos do que seus átomos separados antes de formá-lo. 


1661 kJ/mol é a entalpia encontrada somando os valores verdadeiros (energias de dissociação de ligação) de energia liberadas de cada ligação formada na molécula (ou absorvido em seu rompimento).

Pois a energia de dissociação de ligação na ligação de átomos em cada fase da formação da molécula, é diferente. 

Por exemplo:
Quando a molécula de CH4 está com seus 4 hidrogênios a energia necessária para romper uma ligação com hidrogênio é maior, do que para a molécula do metano já com só 3 hidrogênios ligados (pois agora está menos estável, mais fácil de romper a ligação), precisando de menos energia que antes e assim acontece sucessivamente, até romper todas as ligações de hidrogênio com o carbono.

(Então entalpia é a soma da energia verdadeira liberada em cada uma das 4 ligações formadas -soma das energias de dissociação de ligações- ou pela soma da média -energia de ligação- 4 vezes). 

Na dissociação então de uma outra molécula como o NaCl que é um composto iônico, ele é dissociado em dissolução com a água e nesse processo para separar seus íons (no caso), ele precisa absorver uma certa quantidade de energia:

NaCl -> Na+  + Cl-  DeltaH = 3,89 kJ/mol.

A energia de dissociação do cátion de Na do ânion de Cl na água é bem baixa em comparação a ela em um meio sem solvente polar, ou em um meio onde o NaCl não esteja misturado "em nada".

Para passar da fase sólida para líquida ou até mesmo para gasosa em casos assim necessitará de muita energia para dissociar seus íons.

(pois ao contrário de compostos moleculares que para passarem para fases de maior desordem -líquido e gasoso- só precisa-se distanciar as moléculas umas das outras. Em compostos iônicos não possui moléculas, por isso tem que separar átomo de átomo, e ainda átomos carregados com cargas opostas se atraindo por forças eletrostáticas).

Por isso compostos iônicos necessitam de muito mais energia para se dissociarem.

Não há necessidade de determinar uma energia de ligação dessa molécula pois a dissociação de um só átomo já dissocia toda a molécula (Então não se necessita de uma média).
E a energia de dissociação será a mesma da entalpia, pois a dissociação de uma só ligação já é a energia total que será necessária para a formação ou dissociação dessa molécula.

Reações Endotérmicas e Exotérmicas

- Esses processos onde o produto é mais energético que o reagente são chamados de processos endotérmicos.
Por isso ficam com a entalpia positiva, pois se aumentou a quantidade de energia nas moléculas.


- Se o produto ficar com menos energia que os reagentes, a entalpia será negativa, indicando que diminuiu a quantidade de energia nos componentes depois da ocorrência dessa reação, depois da formação desse produto.

Esse processo onde o produto fica menos energético que os reagentes é chamado de exotérmico.

Saída (liberação) de energia dos componentes da reação para o meio (local costuma até ficar quente).