Química · 11.ª–12.ª classe

Como calcular a variação de entalpia a partir das energias de ligação?

  • 9 min de leitura
  • 4 exemplos resolvidos
  • 5 exercícios com solução
  • Atualizado em

Resposta curta

A variação de entalpia estima-se por ΔH ≈ Σ E(ligações quebradas) − Σ E(ligações formadas). Some as energias de todas as ligações dos reagentes (que é preciso quebrar, e custam energia) e subtraia a soma das energias das ligações dos produtos (que se formam e libertam energia). É um valor aproximado, válido para substâncias no estado gasoso.

Fórmula e significado de cada termo

A energia de ligação é a energia necessária para quebrar 1 mol de uma dada ligação covalente em moléculas no estado gasoso. É sempre um valor positivo, em kJ/mol. Quebrar ligações absorve energia; formar ligações liberta a mesma quantidade.

Variação de entalpia a partir das energias de ligação

ΔH ≈ Σ E(ligações quebradas) − Σ E(ligações formadas)

  • ΔH: variação de entalpia da reação (kJ), para a equação como está escrita.
  • Σ E(quebradas): soma das energias das ligações dos reagentes, cada uma multiplicada pelo número de vezes que aparece.
  • Σ E(formadas): soma das energias das ligações dos produtos.
  • ≈: o resultado é aproximado, porque os valores de energia de ligação são médias para vários compostos.

Atenção à ordem da subtração

É a ordem contrária à do cálculo por entalpias de formação. Aqui, reagentes menos produtos, porque os valores de energia de ligação são positivos. Se as ligações formadas forem mais fortes do que as quebradas, o resultado é negativo (exotérmica).

Valores usados neste artigo (aproximados, em kJ/mol)

LigaçãoEnergiaLigaçãoEnergia
H–H436C–H413
O=O498O–H463
C=O (no CO2)799Cl–Cl243
H–Cl431N≡N945
N–H391C=C614
C–C347Br–Br193
H–Br366I–I151
H–I299

Os valores variam ligeiramente de manual para manual. Use sempre os do enunciado ou do seu manual e confirme-os na edição em vigor.

Passo a passo

  1. Escreva a equação acertada e confirme que todas as substâncias são gasosas.
  2. Desenhe a fórmula de estrutura de cada molécula, para ver todas as ligações (simples, duplas, triplas).
  3. Liste as ligações dos reagentes e conte quantas há de cada tipo, multiplicando pelos coeficientes.
  4. Liste as ligações dos produtos do mesmo modo.
  5. Calcule a soma dos reagentes (energia gasta a quebrar) e a soma dos produtos (energia libertada a formar).
  6. Subtraia: ΔH = soma dos reagentes − soma dos produtos.
  7. Interprete o sinal e confirme com um teste de razoabilidade.

Desenhar para contar

  • CH4: 4 ligações C–H. CO2: O=C=O, 2 ligações C=O. H2O: 2 ligações O–H. NH3: 3 ligações N–H. N2: 1 ligação N≡N.
  • Uma ligação dupla conta como uma ligação com a sua energia própria (C=O ou O=O), e não como duas simples.

Exemplos resolvidos

Exemplo 1 — Formação do cloreto de hidrogénio

Enunciado: Estime o ΔH de H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g).

Resolução:

  1. Ligações quebradas: 1 H–H e 1 Cl–Cl = 436 + 243 = 679 kJ.
  2. Ligações formadas: 2 H–Cl = 2 × 431 = 862 kJ.
  3. ΔH = 679 − 862 = −183 kJ.

Resposta: ΔH ≈ −183 kJ (exotérmica). Verificação: as ligações formadas (862) são mais fortes do que as quebradas (679), logo o saldo é negativo.

Exemplo 2 — Combustão do metano

Enunciado: Estime o ΔH de CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g).

Resolução:

  1. Quebradas: 4 C–H e 2 O=O = 4 × 413 + 2 × 498 = 1 652 + 996 = 2 648 kJ.
  2. Formadas: 2 C=O e 4 O–H (2 moléculas de água × 2) = 2 × 799 + 4 × 463 = 1 598 + 1 852 = 3 450 kJ.
  3. ΔH = 2 648 − 3 450 = −802 kJ.

Resposta: ΔH ≈ −802 kJ. Verificação: para a água líquida, o valor tabelado é cerca de −890 kJ; a diferença, 2 × 44 = 88 kJ, é o calor de condensação de 2 mol de água, e −802 − 88 = −890.

Exemplo 3 — Síntese do amoníaco

Enunciado: Estime o ΔH de N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g).

Resolução:

  1. Quebradas: 1 N≡N e 3 H–H = 945 + 3 × 436 = 945 + 1 308 = 2 253 kJ.
  2. Formadas: 2 NH3 têm 2 × 3 = 6 ligações N–H = 6 × 391 = 2 346 kJ.
  3. ΔH = 2 253 − 2 346 = −93 kJ.

Resposta: ΔH ≈ −93 kJ (valor tabelado: cerca de −92 kJ). Verificação: 2 253 − (−93) = 2 346.

Exemplo 4 — Nível de exame: calcular uma energia de ligação

Enunciado: Para H2(g) + Br2(g) → 2 HBr(g), ΔH = −103 kJ. Sabendo E(H–H) = 436 kJ/mol e E(Br–Br) = 193 kJ/mol, calcule E(H–Br).

Resolução:

  1. Quebradas: 436 + 193 = 629 kJ.
  2. Formadas: 2 × E(H–Br) = 2x.
  3. ΔH = 629 − 2x = −103.
  4. 2x = 629 + 103 = 732, logo x = 366.

Resposta: E(H–Br) = 366 kJ/mol. Verificação: 629 − 2 × 366 = 629 − 732 = −103.

Erros frequentes no cálculo

  • Trocar a ordem: com energias de ligação é «quebradas − formadas», e não o contrário.
  • Não desenhar a molécula e contar mal as ligações (CO2 tem 2 ligações C=O; H2O tem 2 O–H; CH4 tem 4 C–H).
  • Esquecer os coeficientes: em 2 H2O há 4 ligações O–H.
  • Usar o método com líquidos ou sólidos. As energias de ligação referem-se a moléculas gasosas; para água líquida é preciso ter em conta a energia de mudança de estado (condensação).
  • Tratar o resultado como exato. São médias, e é normal diferir uns kJ do valor medido.
  • Confundir energia de ligação (positiva) com entalpia de formação e usar o sinal negativo na tabela de energias de ligação.

Exercícios propostos

Tente resolver primeiro no caderno; depois confira.

1Exercício 1

Estime o ΔH de 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g).

Ver dica

2 H2O têm 4 ligações O–H.

Ver solução

Quebradas: 2 × 436 + 498 = 872 + 498 = 1 370 kJ. Formadas: 4 × 463 = 1 852 kJ. ΔH = 1 370 − 1 852 = −482 kJ.

2Exercício 2

Estime o ΔH de H2(g) + I2(g) → 2 HI(g), com E(I–I) = 151 e E(H–I) = 299 kJ/mol.

Ver solução

Quebradas: 436 + 151 = 587 kJ. Formadas: 2 × 299 = 598 kJ. ΔH = 587 − 598 = −11 kJ (ligeiramente exotérmica).

3Exercício 3

Estime o ΔH de C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g).

Ver dica

Só interessam as ligações que mudam: no eteno há C=C; no etano, C–C e mais duas C–H.

Ver solução

Quebradas: 1 C=C e 1 H–H = 614 + 436 = 1 050 kJ. Formadas: 1 C–C e 2 C–H = 347 + 2 × 413 = 347 + 826 = 1 173 kJ. ΔH = 1 050 − 1 173 = −123 kJ (o valor tabelado ronda −137 kJ; as médias de ligação dão só uma estimativa).

4Exercício 4

Calcule a energia necessária para quebrar a ligação em 0,50 mol de Cl2(g). Esta transformação é exotérmica ou endotérmica?

Ver solução

E(Cl–Cl) = 243 kJ/mol; para 0,50 mol: 0,50 × 243 = 121,5 kJ absorvidos. Quebrar ligações absorve energia: endotérmica (ΔH > 0).

5Exercício 5

Para H2(g) + F2(g) → 2 HF(g), ΔH = −545 kJ. Com E(H–H) = 436 e E(F–F) = 159 kJ/mol, calcule E(H–F).

Ver dica

Escreva 436 + 159 − 2x = −545.

Ver solução

Quebradas: 436 + 159 = 595 kJ. 595 − 2x = −545, logo 2x = 595 + 545 = 1 140 e x = 570 kJ/mol. Verificação: 595 − 2 × 570 = 595 − 1 140 = −545.

Perguntas frequentes

Qual é a fórmula para calcular a variação de entalpia a partir das energias de ligação?

ΔH ≈ Σ E(ligações quebradas) − Σ E(ligações formadas). Os termos são positivos (energias de ligação) e a subtração é «reagentes menos produtos». Se sair negativo, a reação é exotérmica.

Como verificar se o resultado está correto?

Confirme as contagens de ligações com a fórmula de estrutura, repita as somas e teste o sinal: se os produtos têm ligações globalmente mais fortes, o ΔH é negativo. Quando há dados, compare com o valor obtido por entalpias de formação, aceitando uma diferença de algumas dezenas de kJ.

Que erros se cometem ao calcular a variação de entalpia a partir das energias de ligação?

Trocar a ordem da subtração, contar mal as ligações e usar o método com substâncias que não estão no estado gasoso. A secção «Erros frequentes no cálculo» tem exemplos.

Porque é que o resultado é só aproximado?

Porque a energia de uma ligação depende do resto da molécula; o valor das tabelas é uma média sobre muitos compostos. Por isso, o valor calculado difere um pouco do valor experimental.

Resumo

  • ΔH ≈ Σ E(quebradas) − Σ E(formadas): reagentes menos produtos.
  • Quebrar ligações absorve energia; formar ligações liberta energia.
  • Desenhe as moléculas para contar corretamente as ligações e multiplique pelos coeficientes.
  • O método é aproximado e aplica-se a substâncias no estado gasoso.
  • Pode usar-se ao contrário para calcular uma energia de ligação desconhecida.

Onde aprofundar

  • O manual de Química da sua classe e o programa oficial (INIDE / Ministério da Educação de Angola), confirmando a edição em vigor.
  • A tabela de energias de ligação do seu manual; os valores deste artigo são aproximados.
  • O manual aberto OpenStax Chemistry (em inglês), capítulo sobre termoquímica e energias de ligação.

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