Enunciado
Química - Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente - 5ª Edição - Peter Atkins, Loretta Jones e Leroy Laverman- Ed: 5º - Capítulo 7.1 - Ex. 109
Robert Curl, Richard Smalley e Harold Kroto receberam o prêmio Nobel de Química, em 1996, pela descoberta da molécula em forma de bola de futebol. Essa molécula fundamental foi a primeira de uma nova série de alótropos moleculares de carbono. A entalpia de combustão de é , e sua entalpia de sublimação é . Existem 90 ligações no , dos quais 60 são simples e 30 são duplos. O é como o benzeno, em que há um conjunto de múltiplas ligações para as quais pode-se escrever estruturas de ressonância.
- Determine a entalpia de formação de a partir de sua entalpia de combustão.
- Calcule a entalpia de formação esperada de a partir de entalpias de ligação, assumindo que as ligações sejam ligações duplas e simples isoladas.
- é mais ou menos estável do que o previsto pelo modelo de ligações isoladas?
- Quantifique a resposta da parte (c) dividindo por 60 a diferença entre a entalpia de formação, calculada a partir dos dados de combustão, e a obtida pelo cálculo da entalpia de ligação, para obter o valor por carbono.
- Como o número obtido em (d) se compara com a energia de estabilização por ressonância por carbono do benzeno (a energia de estabilização por ressonância do benzeno é de aproximadamente )?
- Por que esses valores diferem?
A entalpia de atomização de C (gr) é .
Passo 1
Legal galera, antes de começar nós precisamos da reação de combustão:
Balanceando:
Então, a entalpia de combustão e de formação para o podem se relacionar através de:
Já sabemos que:
Substituindo:
E finalizamos a letra (a)!
Passo 2
Agora vamos para a letra (b). Nós sabemos que a atomização do é:
Como nós teremos 60 átomos de carbono:
Agora que o carbono já está no estado gasoso, poderemos realizar as ligações entre eles.
Então vamos dar uma olhadinha nas entalpias de ligação:
Como serão necessárias 60 ligações simples e 30 duplas:
Com a entalpia de sublimação:
Reorganizando:
Agora que temos tudo o que precisamos vamos obter a equação global:
Somando tudo nós teremos:
Passo 3
Agora precisamos saber se é mais ou menos estável do que o previsto pelo modelo de ligações isoladas.
O que vocês me dizem?
A partir dos dados experimentais, , a entalpia de formação de mostra que é mais estável do que o previsto pelo modelo de ligações isoladas, .
Tranquilinha, não foi?
Agora vamos pra letra (d)!!
Passo 4
Bom, aqui o problema já nos disse o que fazer, basta dividir por 60 a diferença entre a entalpia de formação, calculada a partir dos dados de combustão, e a obtida pelo cálculo da entalpia de ligação, para obter o valor por carbono:
Sendo assim, nós temos cerca de 20 kJ por carbono!
E a letra (e)?
É bem parecido, mas no benzeno nós temos seis carbonos:
Então, para o benzeno nós temos 25 kJ por carbono.
Passo 5
Para finalizar com chave de ouro, por que estes valores diferem?
Aparentemente há a estabilização por átomo de carbono no é menor do que no benzeno.
Este resultado é bem plausível, já que a molécula é forçada por sua geometria a ser curvada.
O que isso significa?
Que a sobreposição dos orbitais p, que dá origem à deslocalização que resulta em ressonância, não será tão favorável quanto na molécula de benzeno planar. Outra perspectiva sobre isso é obtida observando que os átomos de C em são forçados a serem parcialmente hibridados com sp³ já que não podem ser rigorosamente planares conforme exigido pela hibridação com sp².
Resumindo, a molécula de benzeno é mais estável devido a sua geometria!!
Foi bem legal esta daqui, não foi?