Entalpias de ligação

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.