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Química - Ensino Médio
Curso: Química - Ensino Médio > Unidade 15
Lição 2: Entalpia de mudança de fase, de reação química e de ligação- Entalpia de reação
- Exemplo resolvido: como medir a entalpia de uma reação usando a calorimetria de xícara de café
- Introdução à entalpia de reação
- Entalpia de formação
- Entalpia de formação
- Entalpias de ligação
- Exemplo resolvido: como usar entalpias de ligação para calcular a entalpia de reação
- Entalpias de ligação
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Entalpias de ligação
A entalpia de uma ligação é a variação de entalpia que ocorre quando 1 mol de uma determinada ligação é quebrado na fase gasosa. Como é necessário energia para quebrar uma ligação química, as entalpias de ligação sempre são representadas por valores positivos. Para qualquer reação química, a variação de entalpia estimada é igual à soma das entalpias de ligação das ligações quebradas menos a soma das entalpias de ligação das ligações formadas. Versão original criada por Jay.
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Transcrição de vídeo
RKA3JV - Olá!
Tudo bem com você? Você vai assistir agora a mais
uma aula de Ciências da Natureza. Nesta aula, vamos conversar
sobre a entalpia de ligação. A entalpia de ligação é
a variação de entalpia, ou ΔH, necessária para quebrar
uma ligação particular de 1 mol de uma substância gasosa. Para começar a conversar sobre isso, vamos observar uma molécula
de cloro diatômico Cl₂. Aqui está um pequeno diagrama de Cl₂, onde cada uma das esferas verdes
é um átomo de cloro. E elas estão unidas por
uma ligação covalente. É preciso energia para
quebrar esta ligação e transformar o cloro gasoso diatômico Cl₂ em dois átomos de cloro individuais. Enfim, estamos indo de Cl₂
no estado gasoso para 2Cl. Eu vou representar a entalpia
de ligação pelas letras "EL". Sendo assim, a entalpia de ligação
da ligação simples "cloro-cloro" é igual a mais 242 kJ/mol. O que isso significa é que se temos
um mol de ligações cloro-cloro é preciso fornecer 242 kJ
de energia para quebrar essa ligação. As entalpias de ligação são
sempre positivas, porque é preciso energia
para quebrar uma ligação. Outro nome para entalpia de ligação
é a energia de dissociação de ligação, que você pode ver isso
simbolizado como é "EDL" ou simplesmente a letra "D". As entalpias de ligação costumam
ser encontradas nos apêndices de livros
didáticos de química. Por exemplo, acabamos de ver
a ligação simples "cloro-cloro", e a entalpia de ligação é de 242 kJ/mol. Agora, para quebrar uma ligação
simples "carbono-carbono", é preciso 348 kJ de energia por mol de ligações simples
"carbono-carbono". Uma ligação dupla "carbono-carbono", tem uma entalpia de ligação de 614 kJ/mol. Como a ligação dupla "carbono-carbono" é mais forte do que uma ligação
simples "carbono-carbono", é preciso mais energia para
quebrar a ligação dupla. E é por isso que a ligação
dupla "carbono-carbono" tem uma entalpia de ligação
muito mais alta. Sendo assim, quanto maior for
o valor da entalpia de ligação, mais forte será a ligação. Observe que estas são
entalpias de ligação média. Portanto, a entalpia de ligação
média para uma ligação simples "carbono-carbono" é de
cerca de 348 kJ/mol. Você pode ver valores ligeiramente
diferentes para isso, dependendo de qual livro você está usando, mas todos eles estão muito
próximos do mesmo valor. A razão pela qual estas são
entalpias de ligação média é porque, se olharmos para
duas moléculas diferentes aqui, por exemplo, temos o etano à esquerda
e o propano à direita, se a gente quebrar uma ligação simples
"carbono-carbono" no etano, a entalpia de ligação será
ligeiramente diferente de quebrar uma ligação simples
"carbono-carbono" no propano. E é por isso que usamos entalpias
de ligação média. Já vimos que é preciso energia
para quebrar as ligações. Por exemplo, para quebrar
a ligação simples "cloro-cloro", do cloro gasoso diatômico,
é preciso 242 kJ/mol. Sendo assim, se é necessário energia
para quebrar as ligações, isso significa que a energia é liberada
quando as ligações são formadas. Então, quando dois átomos individuais
de cloro gasoso se juntam para formar uma
ligação "cloro-cloro", teremos essa ligação se formando. E aí, a energia é liberada no processo. O módulo da energia ainda é 242 kJ/mol. No entanto, agora temos
este sinal negativo aqui para indicar que a energia é liberada
quando as ligações se formam. Algo importante agora é que
as entalpias de ligação podem ser usadas para estimar
as entalpias de reação. Para encontrar a variação de entalpia
para uma reação química, somamos as entalpias
das ligações quebradas. E disso você subtrai a soma das entalpias
de ligações das ligações formadas. O sinal de negativo está aqui, porque a energia é emitida
quando as ligações se formam. Agora que sabemos isso, vamos
usar as entalpias de ligação para estimar a entalpia de
reação para seguinte reação. O metano reagindo com o gás cloro
para formar clorometano e gás cloreto de hidrogênio. Geralmente, é muito útil desenhar
estruturas de pontos para esses tipos de problemas. Se a gente olhar aqui para a
estrutura de pontos do metano, precisaríamos quebrar uma
ligação simples "carbono-hidrogênio" para chegar aos nossos produtos. Também precisaríamos quebrar
uma ligação simples "cloro-cloro". Em seguida, um dos cloros vai para o CH₃. E aí, vai formar o CH₃Cl. Portanto, estamos formando uma
ligação simples "carbono-cloro". E o outro "Cl" vai para o hidrogênio. Sendo assim, também vamos formar
uma ligação simples "hidrogênio-cloro". A próxima etapa é somada
as entalpias das ligações quebradas. Então, vamos pensar sobre isso aqui. Para nossos reagentes estamos
quebrando ligações. Portanto, temos 1 mol de metano
reagindo com 1 mol de cloro. Estamos quebrando uma ligação
simples de carbono e hidrogênio. Agora, vamos pensar aqui
sobre as entalpias das ligações que foram
quebradas, rompidas. Então, vamos pensar sobre isso. Para os nossos reagentes
estamos quebrando ligações. Portanto, temos 1 mol de metano
reagindo com 1 mol de cloro. E como estamos quebrando uma ligação
simples de "carbono-hidrogênio" para cada molécula de metano, já que temos 1 mol de moléculas de metano, estamos quebrando 1 mol de ligações
simples de "carbono-hidrogênio". Portanto, podemos escrever aqui, 1 mol de ligações de "carbono-hidrogênio". E a entalpia de ligação para uma ligação
simples de "carbono-hidrogênio" é de 413 kJ/mol. Como há uma ligação simples "cloro-cloro"
para cada molécula de Cl₂ e temos 1 mol de moléculas de cloro, estamos quebrando 1 mol
de ligações simples "cloro-cloro". Então, vamos adicionar 1 mol
de ligações simples "cloro-cloro". E a entalpia de ligação para uma
ligação simples "cloro-cloro" é de 242 kJ/mol. Os mols se cancelam, e chegamos à conclusão que a soma
das entalpias das ligações quebradas é igual a 655 kJ. Agora, precisamos somar as
entalpias das ligações formadas. Estamos formando 1 mol de clorometano
e 1 mol de gás cloreto de hidrogênio. Já que estamos formando uma
ligação simples "carbono-cloro" para cada molécula de clorometano, estamos formando 1 mol
de ligações simples "carbono-cloro". Eu vou escrever isto aqui. Estamos formando 1 mol
de ligações "carbono-cloro". E a entalpia de ligação para uma
ligação simples "carbono-cloro" é igual a 328 kJ/mol. E como formamos uma ligação
simples de "hidrogênio-cloro", para cada molécula
de cloreto de hidrogênio, como estamos fazendo 1 mol
de cloreto de hidrogênio, estamos formando 1 mol de ligações
simples de "hidrogênio-cloro". Então, a isso aqui, adicionamos 1 mol de ligações simples
de "hidrogênio-cloro" e a entalpia de ligação para uma
ligação simples de "hidrogênio-cloro" é de 431 kJ/mol. Realizando o cálculo, temos aqui
que os mols se cancelam, e chegamos à conclusão que a soma
das entalpias das ligações formadas é igual a 759 kJ. Agora, estamos prontos para encontrar a variação de entalpia para
a nossa reação química. Somando entalpia das ligações quebradas,
encontramos algo igual a 655 kJ. Daí subtraímos a soma das entalpias
das ligações formadas, e encontramos 759 kJ. Portanto,
655 - 759 = -104 kJ. Em diversos momentos, vamos
ver a unidade de medida sendo apenas quilojoules, mas também poderemos
ver quilojoules por mol, ou quilojoules por mol de reação. Quilojoules por mol de reação significa apenas que estamos
apresentando um valor de acordo com a forma com a qual
a equação balanceada é escrita. Inclusive, eu vou te mostrar agora como podemos olhar para as unidades
e obter quilojoules por mol de reação enquanto nós estamos fazendo os cálculos. Se a gente voltar aqui onde quebramos
a ligação "carbono-hidrogênio", vimos que há 1 mol de ligações
"carbono-hidrogênio" que precisamos quebrar para ficar de acordo com a forma
como a equação foi escrita. Podemos escrever um fator de conversão
de 1 mol de ligações "carbono-hidrogênio" por 1 mol de reação,
conforme está escrito. Aí, multiplicamos isso pela entalpia
de ligação, que é 413 kJ/mol para uma ligação "carbono-hidrogênio". Cancelamos os mols de ligações
"carbono-hidrogênio" e ficamos apenas com quilojoules
por mol de reação como nossa unidade. Sem dúvida, é mais demorado
fazer dessa forma, mas poderíamos fazer. Só que fazendo do jeito que fizemos, ou seja, encontrando as diferentes
entalpias de ligação, e depois fazendo o cálculo, podemos encontrar quilojoules
por mol de reação apenas para a nossa resposta final. Enfim, quando tudo está
em condições padrão, precisamos ainda adicionar
um zero, sobrescrito aqui. Portanto, esta é a variação de entalpia
padrão para uma reação química. Para o valor que acabamos de calcular, ou seja, -104 kJ/mol de reação, isso está sob as condições padrão. Sendo assim, esta é, na verdade, a variação de entalpia padrão
para esta reação química. Agora, não se esqueça que as entalpias
de ligação são apenas médias. Então, este valor que calculamos
é apenas uma estimativa para a variação de entalpia padrão
para esta reação química. Uma forma mais precisa de encontrar a variação de entalpia padrão
para uma reação química é usar entalpias de formação padrão. Usando as entalpias de formação padrão para encontrar a variação
de entalpia padrão para esta reação química em particular, chegamos a -99,8 kJ/mol de reação. Agora, repare que -104
está bem próximo de -99,8. Então, é válido fazer da
forma que fizemos. Afinal, chegamos a um valor bem próximo. Enfim, eu espero que você
tenha compreendido todas as ideias que conversamos
aqui neste vídeo. E, mais uma vez, eu quero deixar
para você um grande abraço. E dizer que te encontro na próxima.