Entalpia de Ligação

A gente sabe que as ligações químicas são o que mantém os átomos unidos nas moléculas.

E, ao longo de reações químicas, algumas ligações químicas são quebradas para outras serem formadas. 

Essa dança entre as ligações, quebrando e formando o tempo todo, está diretamente relacionada à energia trocada nas reações.

E o nosso objetivo nesse capítulo é entender exatamente isso: como é a troca de energia durante a quebra e durante a formação de novas ligações.

1. O que é energia de ligação?

Já vimos a energia de formação no capítulo passado, agora vamos ver a energia de ligação.

A energia de ligação é a quantidade de energia necessária para romper 1 mol de ligações químicas entre dois átomos, no estado gasoso, formando átomos isolados.

Exemplo:

H₂ (g) → 2 H (g) ΔH = +436 kJ/mol

Esse valor indica que precisamos fornecer 436 kJ para romper 1 mol de ligações H-H.

2. Romper e formar: entenda a diferença

Agora vai a informação mais importante do capítulo, tatue na sua alma:

• Romper ligações exige energia (processo endotérmico) → energia absorvida

• Formar ligações libera energia (processo exotérmico) → energia liberada

Toda vez que você quebra uma ligação, você está "gastando" energia.

E toda vez que uma nova ligação se forma, a molécula "devolve" energia para o ambiente.

Lembrar disso não é para ser difícil, pense numa caneta com tampa.

Para tirar a tampa, você precisa fazer força — ou seja, dar energia para a caneta. A caneta absorve a energia e você consegue tirar a tampa.

Isso é como romper uma ligação química: a molécula precisa absorver energia.

Agora, quando você coloca a tampa de volta, ela “encaixa” sozinha e até faz um barulhinho — libera energia.

Isso é como formar uma ligação: a molécula devolve energia pro ambiente.

3. Fórmula do ΔH com energia de ligação

Se você souber todas as energias de ligação de uma reação, pode calcular o ΔH total com essa fórmula:

$ΔH = ΔH_{LIGAÇÕES QUEBRADAS} + ΔH_{LIGAÇÕES FORMADAS}$

Se você parar para pensar, essa fórmula é uma simples soma, então como teríamos reações exotérmicas, com ΔH < 0?

O que definirá isso na sua soma é o raciocínio do tópico anterior:

Se toda quebra de ligação absorve energia, ou seja, é um processo endotérmico, os valores de $ΔH_{LIGAÇÕES QUEBRADAS}$ sempre serão positivos.

Se toda formação de ligação absorve energia, ou seja, é um processo exotérmico, os valores de $ΔH_{LIGAÇÕES FORMADAS}$ sempre serão negativos.

Os enunciados das questões não são obrigados a te informar isso, isso é obrigação sua!

O valor em si da energia de uma ligação é algo padronizado na Química, então esses valores sempre serão dados no enunciado.

Mas interpretar o sinal desse valor, isso cabe a você.

Por exemplo, a ligação H-H tem variação de entalpia de 436 KJ/mol. Sendo assim:

• Se você estiver quebrando essa ligação, ΔH = + 436 KJ/mol

• Se você estiver formando essa ligação, ΔH = - 436 KJ/mol

4. Como Responder Questões

Vamos ver um exemplo, vamos calcular o ΔH da reação:

$1 CH_{4} + 2 O_{2} \rightarrow 1 CO_{2} + 2 H_{2}O$

Dados:

• C-H = 413 kJ/mol

• O=O = 498 kJ/mol

• C=O = 803 kJ/mol (em CO2)

• O-H = 464 kJ/mol

Nessas questões, a primeira coisa que temos que fazer é visualizar todas as ligações da reação.

Mais importante que desenhar com a geometria molecular correta aqui, é desenhar todas as ligações:

Se você interpretar a imagem então, na verdade a nossa reação, pensada em entalpia de ligação, pode ser escrita assim:
1 (4 C-H) + 2 (1 O=O) → 1 (2 C=O) + 2 (2 O-H)

Multiplicando a quantidade de ligações pelos coeficientes do balanceamento, nós chegamos em:

4 C-H + 2 O=O → 2 C=O + 4 O-H

Definidas todas as ligações da reação, basta quebrar todas as ligações dos reagentes e formar todas as ligações da reação. 

$ΔH = ΔH_{LIGAÇÕES QUEBRADAS} + ΔH_{LIGAÇÕES FORMADAS}$
ΔH = [4 . (+413) + 2 . (+498)] + [2 . (-803) + 4 . (-464)]
ΔH = [4 . (+413) + 2 . (+498)] + [2 . (-803) + 4 . (-464)]
ΔH = [1652 + 996] + [-1606 -1856]

ΔH = 2648 -3462

ΔH = - 814 KJ/mol

A reação libera 814 kJ por mol de CH4. É uma combustão, então faz sentido! 🔥

Se você quiser decorar de outro jeito a fórmula, raciocine que todas as ligações dos produtos foram formadas e todas as ligações dos reagentes foram quebradas.

Se a quebra é positiva e a formação é negativa, você pode dizer que o $ΔH = ΔH_{REAGENTES} - ΔH_{PRODUTOS}$

Eu não gosto de fazer desse jeito, pois aqui você está apenas decorando e não está raciocinando que a quebra é endo e a formação é exotérmica.

Porém, se ficar mais fácil para você lembrar, use.

Revisando, nós temos as entalpias:

FORMAÇÃO: ΔH = Σ ΔHf⁰(produtos) - Σ ΔHf⁰(reagentes)

LIGAÇÃO: $ΔH = ΔH_{ligações quebradas} + ΔH_{ligações formadas} ou ΔH_{reagentes} - ΔH_{produtos}$

5. Curiosidade: Associando força da ligação com energia de ligação

Alguns detalhes interessantes sobre as ligações:

• Ligações duplas são mais fortes que simples, e triplas são mais fortes que duplas. Portanto, a sequência de maior energia segue a mesma. 

• Ex: C-C (347 kJ/mol) < C=C (611 kJ/mol) < C≡C (812 kJ/mol)

• Moléculas com ressonância (como o benzeno) têm ligações intermediárias, com valores médios entre o C-C e o C=C.

• Quanto menor a distância da ligação, mais forte ela costuma ser. 

Conclusão

🧩 "Gastar energia para romper, liberar para formar. ΔH é o saldo disso tudo."

Se você entendeu isso, já entendeu o essencial da energia de ligação!

E, por motivos óbvios, se você conhece o ΔH de uma reação e todas as ligações exceto uma, você pode descobrir o valor da ligação desconhecida.

Basta reorganizar a fórmula e isolar o valor que falta. Isso é muito comum em exercícios!

Para finalizar Termoquímica, resta apenas entropia e energia livre de Gibbs, que veremos no próximo capítulo.

Tenha fé, estamos no fim...