Energia de ligação

Em química , a energia de ligação ( BE ) é uma medida da força de uma ligação química . Às vezes é chamada de ligação média , entalpia de ligação , entalpia de ligação média ou resistência de ligação . [1] [2] [3] A IUPAC define energia de ligação como o valor médio da energia de dissociação de ligação em fase gasosa (geralmente a uma temperatura de 298,15 K) para todas as ligações do mesmo tipo dentro da mesma espécie química. [1]

A energia de dissociação da ligação (entalpia) [4] também é referida como energia de ruptura da ligação, energia da ligação, força da ligação ou energia de ligação (abreviatura: BDE , BE ou D ). É definido como a variação de entalpia padrão da seguinte fissão: R— X → R + X . O BDE , denotado por Dº(R— X ), ​​é geralmente derivado pela equação termoquímica,

Esta equação diz-nos que o BDE para uma determinada ligação é igual à energia dos componentes individuais que constituem a ligação quando estão livres e não ligados, menos a energia dos componentes quando estão ligados entre si. Estas energias são dadas pela entalpia de formação Δ H f º dos componentes em cada estado.

A entalpia de formação de um grande número de átomos, radicais livres, íons, aglomerados e compostos está disponível nos sites do NIST , NASA , CODATA e IUPAC . A maioria dos autores usa os valores BDE em 298,15 K. [5]

Por exemplo, a energia da ligação carbono - hidrogênio no metano BE (C – H) é a mudança de entalpia (∆ H ) da quebra de uma molécula de metano em um átomo de carbono e quatro radicais de hidrogênio , dividido por quatro. O valor exato para um determinado par de elementos ligados varia um pouco dependendo da molécula específica, de modo que as energias de ligação tabuladas são geralmente médias de um número de espécies químicas típicas selecionadas contendo esse tipo de ligação. [6]

Energia de ligação versus energia de dissociação de ligação

A energia de ligação ( BE ) é a média de todas as energias de dissociação de ligação de um único tipo de ligação em uma determinada molécula. [7] As energias de dissociação de ligações de várias ligações diferentes do mesmo tipo podem variar mesmo dentro de uma única molécula.

Por exemplo, uma molécula de água é composta por duas ligações O – H ligadas como H – O – H. A energia de ligação para H 2 O é a energia média necessária para quebrar cada uma das duas ligações O – H em sequência:

Embora as duas ligações sejam equivalentes na molécula simétrica original, a energia de dissociação de uma ligação oxigênio-hidrogênio varia ligeiramente dependendo da existência ou não de outro átomo de hidrogênio ligado ao átomo de oxigênio. Assim, a energia de ligação de uma molécula de água é 461,5 kJ/mol (110,3 kcal/mol). [8]

Quando a ligação é quebrada, o par de elétrons de ligação se dividirá igualmente nos produtos. Este processo é denominado clivagem de ligação homolítica (clivagem homolítica; homólise) e resulta na formação de radicais. [9]

Previsão da força de ligação por raio

A força de uma ligação pode ser estimada comparando os raios atômicos dos átomos que formam a ligação com o comprimento da própria ligação. Por exemplo, o raio atômico do boro é estimado em 85 pm , [10] enquanto o comprimento da ligação B – B em B 2 Cl 4 é 175 pm. [11] Dividir o comprimento desta ligação pela soma do raio de cada átomo de boro dá uma razão de

.

Esta razão é ligeiramente maior que 1, indicando que a ligação em si é ligeiramente mais longa do que a sobreposição mínima esperada entre as nuvens de elétrons de valência dos dois átomos de boro . Assim, podemos concluir que esta ligação é uma ligação simples bastante fraca.

Em outro exemplo, o raio atômico do rênio é 135 pm, [10] com um comprimento de ligação Re – Re de 224 pm no composto [Re 2 Cl 8 ] -2 . Seguindo os mesmos passos acima, obtém-se uma proporção de

.

Esta proporção é notavelmente inferior a 1, indicando que há uma grande sobreposição entre as nuvens eletrônicas de valência dos dois átomos de rênio. A partir destes dados, podemos concluir que se trata de um vínculo muito forte. Experimentalmente, descobriu-se que a ligação Re-Re em [Re 2 Cl 8 ] -2 é uma ligação quádrupla . [12] Este método de determinação é mais útil para compostos ligados covalentemente. [13]

Fatores que afetam a energia da ligação iônica

Em compostos iônicos , a eletronegatividade dos dois átomos que se ligam tem um efeito importante na energia de ligação. [14] A extensão deste efeito é descrita pela energia de rede do composto , onde uma energia de rede mais negativa corresponde a uma força de atração mais forte entre os íons. Geralmente, maiores diferenças na eletronegatividade correspondem a ligações iônicas mais fortes. Por exemplo, o composto cloreto de sódio (NaCl) tem uma energia de rede de -786 kJ/mol com uma diferença de eletronegatividade de 2,23 entre o sódio e o cloro. Enquanto isso, o composto iodeto de sódio (NaI) tem uma energia de rede mais baixa de -704 kJ/mol com uma diferença de eletronegatividade igualmente menor de 1,73 entre o sódio e o iodo. [15] [16]

Veja também

Referências

  1. ^ Treptow, Richard S. (1995). "Energias e entalpias de ligação: uma diferença frequentemente negligenciada". Jornal de Educação Química . 72 (6): 497. doi :10.1021/ed072p497.
  2. ^ Cristão, Jerry D. (01/03/1973). "Força das ligações químicas". Jornal de Educação Química . 50 (3): 176. doi :10.1021/ed050p176. hdl : 2060/19980004003 . ISSN0021-9584  .
  3. ^ Março, Jerry (1985), Advanced Organic Chemistry: Reactions, Mechanisms, and Structure, 3ª edição, Nova York: Wiley, ISBN 9780471854722, OCLC642506595 ​
  4. ^ Haynes, William (2016–2017). Manual CRC de Química e Física, 97ª Edição (Manual CRC de Química e Física) 97ª Edição (97ª ed.). Imprensa CRC; 97 edição. ISBN 978-1498754286.
  5. ^ Luo, Yu-Ran e Jin-Pei Cheng "Energias de dissociação de títulos". Em Lide, David R. (ed) 2017, CRC Handbook of Chemistry and Physics , 97ª edição (2016–2017). Boca Raton: Grupo Taylor & Francis. 9-73.
  6. ^ IUPAC , Compêndio de Terminologia Química , 2ª ed. (o "Livro de Ouro") (1997). Versão corrigida online: (2006–) "Energia de ligação (energia média de ligação)". doi :10.1351/goldbook.B00701
  7. ^ Madhusha (2017), Diferença entre energia de ligação e energia de dissociação de ligação, Pediaa, Diferença entre energia de ligação e energia de dissociação de ligação
  8. ^ Lehninger, Albert L.; Nelson, David L.; Cox, Michael M. (2005). Princípios de bioquímica de Lehninger (4ª ed.). Nova York: WH Freeman. ISBN 978-0-7167-4339-2.
  9. ^ "Glossário Ilustrado de Química Orgânica - Clivagem Homolítica (homólise)" . www.chem.ucla.edu . Recuperado em 27/11/2019 .
  10. ^ Slater, JC (15/11/1964). "Raios Atômicos em Cristais". O Jornal de Física Química . 41 (10): 3199–3204. doi :10.1063/1.1725697. ISSN0021-9606  .
  11. ^ Atoji, Masao; Wheatley, Peter J.; Lipscomb, William N. (01/07/1957). "Estrutura Cristalina e Molecular do Tetracloreto de Diboro, B2Cl4". O Jornal de Física Química . 27 (1): 196–199. doi :10.1063/1.1743668. ISSN0021-9606  .
  12. ^ Algodão, FA; Curtis, NF; Harris, CB; Johnson, BFG; Lippard, SJ; Mague, JT; Robinson, W.R.; Madeira, JS (18/09/1964). "Química mononuclear e polinuclear do rênio (III): sua pronunciada homofilicidade". Ciência . 145 (3638): 1305–1307. doi :10.1126/science.145.3638.1305. ISSN0036-8075  .
  13. ^ Alcock, nanowatt (1990). Ligação e Estrutura: Princípios Estruturais em Química Inorgânica e Orgânica . Nova York: Ellis Horwood. págs. 40–42. ISBN 9780134652535.
  14. ^ Manual de Química e Física (65ª ed.). Imprensa CRC. 27/06/1984. ISBN 0-8493-0465-2.
  15. ^ Atkins; e outros. (2009). Química Inorgânica de Shriver e Atkins (Quinta ed.). Nova York: WH Freeman and Company. ISBN 978-1-4292-1820-7.
  16. ^ Huheey, James E.; Keiter, Ellen A.; Keiter, Richard L. (2009). Química Inorgânica: princípios de estrutura e reatividade (4ª ed.). Cambridge: Harper. ISBN 978-0-06-042995-9.
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