Questão extra - Para entender a formação de um sólido iônico é necessário avaliar a energia envolvida no seu processo de formação a partir dos seus elementos químicos constituintes no estado padrão. Quanto maior a energia liberada na forma de calor na formação de um sólido iônico, maior a contribuição para que o processo de formação seja mais favorável e, portanto, para que o sólido seja mais estável. Os calores de formação do cloreto de sódio
e do cloreto de lítio (
)n são, respectivamente,
.
Um modo de avaliar comparativamente a estabilidade do
e do
é analisar as etapas do ciclo de Born-Harber para cada um dos compostos, com foco no metal, já que os dois compostos têm o mesmo ânion.
A partir das informações fornecidas e dos dados da Tabela 1 (Anexo), responda os itens a seguir:
d) A partir de uma análise simplificada, desprezando a variação de entropia, explique por que a formação do cloreto de sódio no estado-padrão, a 200 C, é um processo termodinamicamente mais favorável (mais espontâneo) quando comparado a formação do cloreto de lítio.
(Apresente argumentos consistentes para as afirmações feitas).
Dados:
Sódio na forma elementar no estado-padrão a
:
Lítio na forma elementar no estado-padrão a 20으: Li(s)
e
possuem o mesmo tipo de estrutura cristalina
Um modo de avaliar comparativamente a estabilidade do
A partir das informações fornecidas e dos dados da Tabela 1 (Anexo), responda os itens a seguir:
d) A partir de uma análise simplificada, desprezando a variação de entropia, explique por que a formação do cloreto de sódio no estado-padrão, a 200 C, é um processo termodinamicamente mais favorável (mais espontâneo) quando comparado a formação do cloreto de lítio.
(Apresente argumentos consistentes para as afirmações feitas).
Dados:
Sódio na forma elementar no estado-padrão a
Lítio na forma elementar no estado-padrão a 20으: Li(s)
Passo 1
Beleza, vamos lá! O que a questão está pedindo é para a gente comparar a estabilidade do cloreto de sódio (NaCl) com o cloreto de lítio (LiCl). Para isso, vamos usar o que a gente sabe sobre energia envolvida na formação desses sólidos iônicos. A matéria em foco aqui é Termodinâmica Química, especialmente o conceito de entalpia de formação e o ciclo de Born-Haber. Vamos precisar entender como a energia é liberada ou absorvida quando esses compostos se formam a partir dos elementos em estado padrão.
Passo 2
Primeiro, vamos lembrar que a entalpia de formação ($ \Delta H_f $) é a quantidade de energia liberada ou absorvida quando um mol de um composto é formado a partir de seus elementos nas condições padrão. Se $ \Delta H_f $ for negativo, significa que a reação libera energia, tornando-a exotérmica e, geralmente, mais favorável.
No nosso caso:
- $ \Delta H_f $ do NaCl é
- $ \Delta H_f $ do LiCl é
Isso já nos dá uma pista de que ambos os processos liberam energia, mas o NaCl libera um pouco mais.
Passo 3
Agora, vamos falar sobre o Ciclo de Born-Haber. Esse ciclo é uma maneira de calcular a entalpia de formação de um composto iônico considerando várias etapas, como:
- Sublimação do metal (converter o metal sólido em gás).
- Ionização do metal (remover elétrons para formar cátions).
- Dissociação do halogênio (se necessário).
- Ganhar elétrons pelo halogênio para formar ânions.
- Formação do cristal iônico a partir dos íons.
Como os dois compostos têm o mesmo ânion ($ Cl^- $), podemos focar nas etapas que envolvem o metal: Na e Li.
Passo 4
A energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um átomo no estado gasoso. Geralmente, quanto menor a energia de ionização, mais fácil é formar o cátion e, portanto, mais estável será o composto iônico formado.
- O sódio (Na) tem uma energia de ionização menor que o lítio (Li). Isso significa que é mais fácil remover um elétron do Na do que do Li.
Passo 5
Além disso, o raio iônico também desempenha um papel importante na estabilidade do composto. Quanto menor o raio iônico, maior a densidade de carga e, consequentemente, maior a força de atração eletrostática entre os íons.
- O sódio forma $ Na^+ $ com um raio menor comparado ao $ Li^+ $, o que contribui para uma maior estabilidade do NaCl.
Passo 6
Do ponto de vista termodinâmico, a formação de NaCl libera mais energia ($ \Delta H_f $ mais negativo) que a de LiCl. Isso indica que o processo é mais espontâneo e favorável para o NaCl, tornando-o mais estável em condições padrão.
Resposta
Então, resumindo, a formação de cloreto de sódio é termodinamicamente mais favorável que a de cloreto de lítio porque o NaCl libera mais energia durante sua formação, e o sódio forma cátions mais estáveis com menor energia de ionização e menor raio iônico. Isso faz com que o NaCl seja mais estável e o processo de formação seja mais espontâneo comparado ao LiCl.