A entalpia de ressonância é a diferença entre a entalpia média de uma ligação e a entalpia da mesma ligação em um composto onde há ressonância. Esse parâmetro é utilizado para quantificar a estabilidade de compostos aromáticos e pode ser estimado a partir de dados termodinâmicos.

  1. Determine a entalpia de hidrogenação do cicloexeno em 25 °C\pu{25 \degree C}.

  2. Determine a entalpia de hidrogenação do benzeno em 25 °C\pu{25 \degree C}.

  3. Determine a entalpia de ressonância do benzeno.

Dados cicloexano(g)\ce{cicloexano(g)} cicloexeno(g)\ce{cicloexeno(g)}benzeno(g)\ce{benzeno(g)} HX2(g)\ce{H2(g)}
ΔHc∘/kJmol\Delta H_\mathrm{c}^\circ/{\pu{kJ//mol}}−3950\pu{-3950}−3750\pu{-3750}−3300\pu{-3300}−250\pu{-250}
Gabarito
Gabarito

A entalpia de ressonância do benzeno pode ser estimada comparando sua entalpia de hidrogenação com a entalpia esperada para três ligações duplas isoladas. Para isso, primeiro calculam-se as entalpias de hidrogenação do cicloexeno e do benzeno por lei de Hess, a partir dos dados de combustão. Em seguida, compara-se o valor experimental do benzeno com três vezes o valor do cicloexeno.

Etapa 1.(a) Escreva a reação balanceada de hidrogenação do cicloexeno.

CX6HX10(g)+HX2(g)→CX6HX12(g) \ce{ C6H10(g) + H2(g) -> C6H12(g) }

Etapa 2.Calcule a entalpia padrão de hidrogenação do cicloexeno.

Da lei de Hess, ΔHr,CX6HX10∘=ΔHc,CX6HX10(g)∘+ΔHc,HX2(g)∘−ΔHc,CX6HX12(g)∘ \Delta H_{\mathrm{r}, \ce{C6H10}}^\circ = \Delta H^\circ_{\mathrm{c}, \ce{C6H10(g)}} + \Delta H^\circ_{\mathrm{c}, \ce{H2(g)}} - \Delta H^\circ_{\mathrm{c}, \ce{C6H12(g)}} logo, ΔHr,CX6HX10∘={(−3750 kJmol)+(−250 kJmol)−(−3950 kJmol)} kJmol=−50 kJ ⋅ mol−1 \Delta H_{\mathrm{r}, \ce{C6H10}}^\circ = \Big\{ (\pu{-3750 kJ//mol}) + (\pu{-250 kJ//mol}) - (\pu{-3950 kJ//mol}) \Big\}\,\pu{kJ//mol} = \boxed{ \pu{-50 kJ.mol-1} }

Etapa 3.(b) Escreva a reação balanceada de hidrogenação do benzeno.

CX6HX6(g)+3 HX2(g)→CX6HX12(g) \ce{ C6H6(g) + 3 H2(g) -> C6H12(g) }

Etapa 4.Calcule a entalpia padrão de hidrogenação do benzeno.

Da lei de Hess, ΔHr,CX6HX6∘=ΔHc,CX6HX6(g)∘+3ΔHc,HX2(g)∘−ΔHc,CX6HX12(g)∘ \Delta H_{\mathrm{r}, \ce{C6H6}}^\circ = \Delta H^\circ_{\mathrm{c}, \ce{C6H6(g)}} + 3\Delta H^\circ_{\mathrm{c}, \ce{H2(g)}} - \Delta H^\circ_{\mathrm{c}, \ce{C6H12(g)}} logo, ΔHr,CX6HX6∘={(−3300 kJmol)+3(−250 kJmol)−(−3950 kJmol)} kJmol=−100 kJ ⋅ mol−1 \Delta H_{\mathrm{r}, \ce{C6H6}}^\circ = \Big\{ (\pu{-3300 kJ//mol}) + 3(\pu{-250 kJ//mol}) - (\pu{-3950 kJ//mol}) \Big\}\,\pu{kJ//mol} = \boxed{ \pu{-100 kJ.mol-1} }

Etapa 5.(c) Calcule a entalpia de ressonância do benzeno.

Se o benzeno tivesse três ligações duplas isoladas, sua entalpia de hidrogenação seria aproximadamente três vezes a do cicloexeno: 3ΔHr,CX6HX10∘=3(−50 kJmol)=−150 kJ ⋅ mol−1 3\Delta H_{\mathrm{r}, \ce{C6H10}}^\circ = 3(\pu{-50 kJ//mol}) = \pu{-150 kJ.mol-1} A diferença entre esse valor e a entalpia de hidrogenação real do benzeno é a entalpia de ressonância: ΔHress=3ΔHr,CX6HX10∘−ΔHr,CX6HX6∘ \Delta H_\mathrm{ress} = 3\Delta H_{\mathrm{r}, \ce{C6H10}}^\circ - \Delta H_{\mathrm{r}, \ce{C6H6}}^\circ logo, ΔHress={3(−50 kJmol)−(−100 kJmol)}=−50 kJ ⋅ mol−1 \Delta H_\mathrm{ress} = \Big\{ 3(\pu{-50 kJ//mol}) - (\pu{-100 kJ//mol}) \Big\} = \boxed{ \pu{-50 kJ.mol-1} }