Quando átomos se ligam quimicamente, sempre há libertação de energia. O sistema perde energia, ou seja, o valor de ΔH apanha um sinal negativo.
O mesmo valor de energia é necessário para quebrar as mesmas ligações. Neste caso, o valor ΔH apanha um sinal positivo.
As tabelas com energias de ligação somente mostram o valor absoluto. O valor da energia para quebrar a ligação é igual ao valor da sua formação com o sinal oposto.
Exercício 26
A energia de ligação da molécula de nitrogénio é muita elevada.
Explique.
resposta 07-26
Cada passo detalhado tem a ver com mudanças nas ligações químicas
Regra geral:
Quebrar ligações custa energia (endotérmico);
Formar ligações liberta energia (exotérmico);
Ainda mais em geral:
afastar custa energia e juntar liberta energia
Os passos fundamentais nas reacções químicas são: quebrar e formar uma ligação (química).
Para compreender bem o processo químico é necessário imaginar bem cada passo que acontece.
Por exemplo: misturando os dois gases amoníaco e cloreto de Hidrogénio, forma-se um fumo branco da substância cloreto de amónio.
São vários processos que aqui contribuem na reacção total:
NH3(g) + HCl(g) NH4Cl(s)
Uma vantagem é de que os reagentes já são gasosos, ou seja, não é necessário separar as suas moléculas.
De cada molécula de HCl deve se quebrar uma ligação H – Cl, o que é um processo que custa energia (um processo endotérmico).
Logo depois (ou melhor é dizer: quase simultaneamente) forma-se uma quarta ligação N – H (resultado: NH4+)
o que é um processo exotérmico.
Existem tabelas que mostram as energias de ligações que dizem:
No nosso livro de tabelas é a tabela VI.
Quebrar uma mol de ligações de H — Cl custa 432 kJ
Formar uma mol de ligações de N — H liberta 391 kJ
Portanto, só contando com estes dados, podemos chegar à conclusão de que o processo total deve ser endotérmico (custa mais do que se liberta).
Mas ainda não é o fim da história:
Formam-se iões (uma mol de iões NH4+ e uma mol de iões Cl-). Assim, isto custa nada, só que os iões atraem-se, ficam juntos e formam uma rede iónica; os iões juntam-se e, segundo a regra em cima, juntar liberta energia.
Outras tabelas mostram a energia das redes iónicas:
Formar uma mol de rede iónica de NH4Cl(s) liberta por volta de 400 kJ.
Assim, o processo total torna-se muito exotérmico com uma energia da reacção de 391 + 400 – 432 kJ = 359 kJ por mol cloreto de amónio.
Exercício 27
Quando reagem os elementos Sódio e Cloro realiza-se uma reacção química que produz sal da cozinha.
À base duma reacção bem acertada, que mostra os estados físicos, e com as tabelas com energias (tabela VI) calcule a quantidade de energia que se liberta ou custa na formação de uma mol de sal da cozinha.
Outros dados são: os átomos de Sódio encontram-se numa rede metálica e, antes de participar na própria reacção, os átomos de Sódio devem escapar da rede.
Depois formam-se iões de sódio pela perca de electrões.
As moléculas (diatómicos) de Cloro, primeiro devem separar-se em átomos livres, depois apanham um electrão para formar iões.
Ao fim, todos os iões formam uma rede iónica (juntam-se!).
Exercício 28
A formação de água a partir dos seus elementos é um processo bem exotérmico (explosão).
O produto, inicialmente é vapor, mas ao arrefecer forma-se o líquido.
Portanto, a reacção é:
H2(g) + ½O2(g)
H2O(s) ∆H < 0
Dá todos os passos deste processo até chegar a água líquida, cada passo com sua energia, assim calculando a energia total da reacção.
De modo geral, mas com certeza na química orgânica, os passos duma reacção podem ser subdivididos:
O arranco ou iniciação da reacção
reacção principal (formação do produto principal)
reacções finais ou terminação da reacção
os passos 2 e 3 podem vir com certos produtos secundários
NH4Cl(s)