- definir e usar os termos: (a) entalpia de atomização, $\Delta H_{\text{at}}$ (b) energia reticular, $\Delta H_{\text{latt}}$ (a mudança de íons na fase gasosa para a rede sólida)
- (a) definir e usar o termo afinidade eletrônica primeira, EA (b) explicar os fatores que afetam as afinidades eletrônicas dos elementos (c) descrever e explicar as tendências nas afinidades eletrônicas dos elementos do Grupo 16 e do Grupo 17
- construir e usar ciclos de Born–Haber para sólidos iônicos (limitado a cátions +1 e +2, ânions –1 e –2)
- realizar cálculos envolvendo ciclos de Born–Haber
- explicar, em termos qualitativos, o efeito da carga iônica e do raio iônico sobre a magnitude numérica de uma energia reticular
Energetica química
Química do A-Level · Tópico 23
8:02
Energética química (A2)
O sódio é um metal mole que queima no ar. O cloro é um gás sufocante e venenoso. Junte-os e você obterá sal de cozinha. Fazer um mol dele libera uma…
Narração em inglês · Legendas em inglês + 中文 gravadas
23.1
Energia reticular e ciclos de Born–Haber
Programa
Fonte: Programa Cambridge International
Esses ciclos usam várias variações de entalpia 变 ($\Delta H$). Duas novas são:
- a variação de entalpia de atomização 原子化焓变, $\Delta H_{\text{at}}$ — a energia para formar um mol de átomos gasosos a partir de um elemento. Sempre é positiva (ligações devem quebrar).
- a energia reticular 晶格能, $\Delta H_{\text{latt}}$ — a variação de energia quando um mol de uma rede iônica sólida se forma a partir de seus íons gasosos. Sempre é negativa (ligações fortes se formam).
*Um sólido iônico como cloreto de sódio é uma rede gigante e regular de íons — a energia reticular é liberada quando se forma
Afinidade eletrônica
A primeira afinidade eletrônica 电子亲和能 (EA) é a variação de energia quando um mol de átomos gasosos ganha cada um um elétron para formar um mol de íons $1-$. A primeira EA é geralmente negativa.
Os mesmos fatores da energia de ionização se aplicam (carga nuclear, raio atômico, blindagem). Descendo no Grupo 16 ou 17, a EA torna-se menos exotérmica, porque o átomo é maior e atrai o elétron extra com menos força. (O elemento mais alto é uma exceção: seu átomo é tão pequeno que a repulsão entre elétrons torna sua EA menos exotérmica do que a do elemento abaixo dele.)
Ciclos de Born–Haber
Um ciclo de Born–Haber 玻恩哈伯循环 é um ciclo energético que liga a variação de entalpia de formação de um sólido iônico à sua atomização, energia de ionização, afinidade eletrônica e energia reticular. Usando a lei de Hess, você percorre o ciclo para encontrar qualquer etapa desconhecida. (Você só precisa de caters $+1$ e $+2$ e ânions $-1$ e $-2$.)
Exemplo resolvido. Encontre a energia reticular do cloreto de sódio com estes dados (kJ mol⁻¹): entalpia de formação $\Delta H_f = -411$; atomização $\Delta H_{\text{at}}(\text{Na}) = +107$ e $\Delta H_{\text{at}}(\text{Cl}) = +122$; primeira energia de ionização do Na $= +496$; afinidade eletrônica do Cl $= -349$.
Pela lei de Hess, a rota de formação direta é igual à rota ascendente e ao redor do ciclo:
$$\Delta H_f = \Delta H_{\text{at}}(\text{Na}) + \Delta H_{\text{at}}(\text{Cl}) + \text{IE}_1 + \text{EA} + \Delta H_{\text{latt}},$$
logo $\Delta H_{\text{latt}} = -411 - (107 + 122 + 496 - 349) = -787\ \text{kJ mol}^{-1}.$
O que controla o tamanho da energia reticular
A energia reticular é mais negativa (mais forte) quando:
- a carga iônica é maior (por exemplo, $\text{Mg}^{2+}$ vence $\text{Na}^+$).
- o raio iônico é menor.
Ambos tornam a atração entre os íons mais forte.
Explorar
O ciclo de Born–Haber
A energia reticular não pode ser medida diretamente, então é determinada por meio de um ciclo de etapas mensuráveis.
Vocabulário
Treinar
| Inglês | Chinês | Pinyin |
|---|---|---|
| enthalpy change/enˈθælpi tʃeɪndʒ/ | 焓变 | hán biàn |
| enthalpy change of atomisation/enˈθælpi tʃeɪndʒ ɒv əˌtɒmaɪˈzeɪʃn/ | 原子化焓变 | yuán zi huà hán biàn |
| lattice energy/ˈlætɪs ˈenədʒi/ | 晶格能 | jīng gé néng |
| electron affinity/ɪˈlektrɒn əˈfɪnɪti/ | 电子亲和能 | diàn zi qīn hé néng |
| Born–Haber cycle/bɔːn ˈheɪbə ˈsaɪkl/ | 玻恩哈伯循环 | bō ēn hā bó xún huán |
| enthalpy change of hydration/enˈθælpi tʃeɪndʒ ɒv haɪˈdreɪʃn/ | 水合焓变 | shuǐ hé hán biàn |
| enthalpy change of solution/enˈθælpi tʃeɪndʒ ɒv səˈluːʃn/ | 溶解焓变 | róng jiě hán biàn |
23.2
Entalpias de solução e hidratação
Programa
- definir e usar o termo variação de entalpia com referência à hidratação, $\Delta H_{\text{hyd}}$, e à solução, $\Delta H_{\text{sol}}$
- construir e usar um ciclo energético envolvendo variação de entalpia de solução, energia reticular e variação de entalpia de hidratação
- realizar cálculos envolvendo os ciclos energéticos em 23.2.2
- explicar, em termos qualitativos, o efeito da carga iônica e do raio iônico sobre a magnitude numérica de uma variação de entalpia de hidratação
Fonte: Programa Cambridge International
- a variação de entalpia de hidratação 水合焓变, $\Delta H_{\text{hyd}}$ — a variação de energia quando um mol de íons gasosos é circundado por água para formar íons aquosos. É exotérmica.
- a variação de entalpia de solução 溶解焓变, $\Delta H_{\text{sol}}$ — a variação de energia quando um mol de soluto dissolve completamente em água.
Um ciclo energético liga os três:
$$\Delta H_{\text{sol}} = -\Delta H_{\text{latt}} + \Delta H_{\text{hyd}}$$
(Para dissolver, você primeiro separa a rede cristalina, depois hidrata os íons.) Assim como a energia reticular, $\Delta H_{\text{hyd}}$ é mais exotérmica para íons com carga maior e raio menor.
Explorar
Laboratório de entalpia de solução
deltaHsol = energia reticular + termos de hidratação
Altere a força de hidratação e observe a mudança na entalpia de solução.
23.3
Variação de Entropia, ΔS
Programa
- definir o termo entropia, $S$, como o número de arranjos possíveis das partículas e sua energia em um sistema dado
- prever e explicar o sinal das variações de entropia que ocorrem: (a) durante uma mudança de estado, p.ex., fusão, ebulição e dissolução (e seus inversos) (b) durante uma mudança de temperatura (c) durante uma reação em que há mudança no número de moléculas gasosas
- calcular a variação de entropia para uma reação, $\Delta S$, dadas as entropias padrão, $S^\ominus$, dos reagentes e produtos, $\Delta S^\ominus = \Sigma S^\ominus \text{(products)} - \Sigma S^\ominus \text{(reactants)}$ (o uso de $\Delta S^\ominus = \Delta S^\ominus_{\text{surr}} + \Delta S^\ominus_{\text{sys}}$ não será cobrado)
Fonte: Programa Cambridge International
Entropia 熵 ($S$) mede o número de maneiras pelas quais as partículas e sua energia podem ser organizadas em um sistema. Mais maneiras significam mais "desordem".
A variação de entropia 熵变 ($\Delta S$) é positiva quando a desordem aumenta e negativa quando diminui:
| Mudança | Sinal de $\Delta S$ |
|---|---|
| sólido → líquido → gás (fusão, ebulição) ou dissolução | positiva |
| aumento de temperatura | positiva |
| reação que produz mais moléculas gasosas | positiva |
| reação que produz menos moléculas gasosas | negativa |
Você pode calculá-la usando as entropias padrão:
$$\Delta S^{\ominus} = \sum S^{\ominus}(\text{products}) - \sum S^{\ominus}(\text{reactants})$$
Explorar
Laboratório de variação de entropia
deltaS = desordem dos produtos - desordem dos reagentes
Aumente a desordem e veja a variação de entropia tornar-se mais positiva.
Vocabulário
Treinar
| Inglês | Chinês | Pinyin |
|---|---|---|
| entropy/ˈentrəpi/ | 熵 | shāng |
| entropy change/ˈentrəpi tʃeɪndʒ/ | 熵变 | shāng biàn |
| Gibbs free energy/ɡɪbz friː ˈenədʒi/ | 吉布斯自由能 | jí bù sī zì yóu néng |
23.4
Variação de Energia Livre de Gibbs, ΔG
Programa
- enunciar e usar a equação de Gibbs $\Delta G^\ominus = \Delta H^\ominus - T\Delta S^\ominus$
- realizar cálculos usando a equação $\Delta G^\ominus = \Delta H^\ominus - T\Delta S^\ominus$
- determinar se uma reação ou processo será viável usando o sinal de $\Delta G$
- prever o efeito da mudança de temperatura na viabilidade de uma reação, dadas as variações de entalpia e entropia padrão
Fonte: Programa Cambridge International
A energia livre de Gibbs 吉布斯自由能 decide se uma reação pode ocorrer espontaneamente:
$$\Delta G^{\ominus} = \Delta H^{\ominus} - T\Delta S^{\ominus}$$
Aqui $T$ é a temperatura em kelvin. Uma reação é viável (pode acontecer) quando $\Delta G$ é negativo ou zero. A viabilidade 可行性 depende, portanto, da temperatura:
| $\Delta H$ | $\Delta S$ | Quando viável |
|---|---|---|
| negativo | positivo | em todas as temperaturas |
| positivo | positivo | apenas em alta temperatura |
| negativo | negativo | apenas em baixa temperatura |
| positivo | negativo | nunca |
Para encontrar a temperatura de transição, iguale $\Delta G = 0$, o que resulta em $T = \Delta H / \Delta S$.
Exemplo resolvido. Uma reação tem $\Delta H = +120\ \text{kJ mol}^{-1}$ e $\Delta S = +200\ \text{J K}^{-1}\,\text{mol}^{-1}$. Encontre $\Delta G$ a $298\ \text{K}$, e a temperatura acima da qual a reação se torna viável.
Primeiro alinhe as unidades: $\Delta S = +0.200\ \text{kJ K}^{-1}\,\text{mol}^{-1}$. Então
$$\Delta G = \Delta H - T\Delta S = 120 - 298 \times 0.200 = +60\ \text{kJ mol}^{-1}\quad(\text{positive, so not yet feasible}).$$
Igualando $\Delta G = 0$ obtemos $T = \Delta H/\Delta S = 120/0.200 = 600\ \text{K}$, então a reação é viável acima de $600\ \text{K}$.
Explorar
Laboratório de energia livre de Gibbs
deltaG = deltaH - T deltaS
Mude a temperatura e veja quando deltaG se torna negativo.
Vocabulário
Treinar
| Inglês | Chinês | Pinyin |
|---|---|---|
| feasibility/ˌfiːzɪˈbɪlɪti/ | 可行性 | kě xíng xìng |
23.4
Dicas de prova
- Em um ciclo de Born–Haber, certifique-se de que a direção e o sinal de cada etapa estejam corretos (atomização, ionização $+$; afinidade eletrônica, formação da rede $-$) e aplique a lei de Hess ao redor dele.
- A energia reticular é mais exotérmica para íons menores e com maior carga (maior densidade de carga).
- Preveja o sinal de $\Delta S$ com base nas mudanças de estado (mais mols de gás = mais desordem).
- Use $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$; viável quando $\Delta G \le 0$ — converta $\Delta S$ de $\text{J K}^{-1}\,\text{mol}^{-1}$ ($\div 1000$).
Aulas interativas sobre este tópico
Passe por ele passo a passo, com exercícios de verificação instantânea.