Exemplo resolvido: como usar entalpias de ligação para calcular a entalpia de reação

RKA12MC – Olá! Tudo bem com você? Você vai assistir agora a mais uma aula de Ciências da Natureza, e, nessa aula, vamos resolver um exemplo sobre o cálculo da entalpia de uma reação através da entalpia de ligação. Sabendo disso, é bom relembrar que sempre que a gente quiser estimar a variação de entalpia padrão de uma reação química nós podemos usar as entalpias de ligação. Neste vídeo, vamos usar as entalpias de ligação para estimar a entalpia de combustão do etanol. Olhando para a nossa equação balanceada, temos 1 mol de etanol reagindo com 3 mols de gás oxigênio para produzir 2 mols de dióxido de carbono e 3 mols de água no estado gasoso. Para encontrar a variação de entalpia padrão para essa reação química, precisamos somar as entalpias das ligações que foram quebradas, e, disso, a gente vai subtrair o somatório das entalpias de ligação das ligações que são formadas nessa reação química. Para descobrir quais ligações são quebradas e quais ligações são formadas é útil observar as estruturas de pontos de nossas moléculas. Sabendo disso, vamos começar com a molécula de etanol. Inicialmente, vamos abordar esse problema como se a gente estivesse quebrando todas as ligações dessa molécula, e também não vamos nos preocupar com as unidades de medida. A gente vai se preocupar com isso depois, ok? Olhando para essa molécula de etanol precisamos quebrar uma ligação carbono-carbono. Então, vamos seguir em frente e escrever isso aqui. No momento, estamos somando as entalpias das ligações que foram quebradas. Portanto, temos uma ligação carbono-carbono, então, vamos escrever aqui: a entalpia de ligação para uma ligação carbono-carbono. Em seguida, temos 5 ligações carbono- -hidrogênio que precisamos quebrar também, então, vamos escrever aqui um 5, e isso vezes a entalpia de ligação de uma ligação carbono-hidrogênio. Agora, temos que quebrar uma ligação simples carbono-oxigênio, assim, colocamos aqui um 1 vezes a entalpia de ligação para uma ligação simples carbono-oxigênio. Para essa molécula de etanol, também temos uma ligação simples oxigênio-hidrogênio, então, vamos colocar aqui 1 vezes a entalpia de ligação para uma ligação simples de oxigênio-hidrogênio. Vimos na equação balanceada que 1 mol de etanol reage com 3 mols de oxigênio gasoso. Então, para representar os 3 mols de gás oxigênio, eu desenhei aqui 3 moléculas de O₂. E podemos ver em cada molécula de O₂ que há uma ligação dupla oxigênio-oxigênio, portanto, precisamos quebrar 3 ligações duplas de oxigênio-oxigênio. Então, vamos somar aqui 3 vezes uma entalpia de ligação de uma ligação dupla oxigênio-oxigênio. Já temos aqui a soma das entalpias de ligação para todas as ligações que precisam ser quebradas, e é preciso energia para quebrar uma ligação. Portanto, a soma das entalpias de ligação das ligações quebradas vai ter um valor positivo. E, uma vez que é necessário energia para quebrar as ligações, a energia é emitida quando as ligações são formadas. Sabendo disso, vamos somar as entalpias de ligação das ligações que são formadas. E observe que temos esse sinal negativo aqui, porque, como eu disse, essa energia é liberada. Então, vamos colocar um sinal de menos aqui e colocar aqui também um colchete porque vamos somar as entalpias das ligações que são formadas. Em nossa equação balanceada, formamos 2 mols de dióxido de carbono, então, para representar esses 2 mols aqui, eu desenhei duas moléculas de CO₂. E podemos ver aqui que, em cada molécula de CO₂, vamos formar duas ligações duplas carbono-oxigênio, então, isso aqui vai dar um total de quatro ligações duplas carbono-oxigênio. Então, a gente vai colocar aqui 4 vezes a entalpia de ligação da ligação dupla carbono-oxigênio. Também formamos 3 mols de H₂O e, em cada molécula de água desenhada aqui, formamos duas ligações simples de oxigênio-hidrogênio. E, como temos 3 mols, temos um total de seis ligações simples de oxigênio-hidrogênio. Então, vamos adicionar aqui 6 vezes a entalpia de ligação de uma ligação simples de oxigênio-hidrogênio. A próxima etapa a ser feita é pesquisar as entalpias de ligação de todas essas ligações diferentes aqui. Por exemplo, a entalpia de ligação para uma ligação simples carbono-carbono é de cerca de 348 quilojoules por mol. Você pode ver um valor diferente se olhar em um livro diferente. No entanto, vamos usar 348 quilojoules por mol para o nosso cálculo. E vamos multiplicar isso por 1 mol de ligações simples carbono-carbono. Em seguida, procuramos a entalpia de ligação para a nossa ligação simples carbono-hidrogênio. E isso tem um valor próximo de 413 quilojoules por mol de ligações carbono-hidrogênio. E, claro, não se esqueça de que estamos multiplicando isso aqui por 5. Aí, a gente continua fazendo isso com todo o restante do somatório das entalpias de ligação das ligações quebradas. Ao fazer isso, encontramos um valor igual a 4.719 quilojoules positivo. Em seguida, fazemos o mesmo para as entalpias de ligação das ligações formadas. Bem, a entalpia de ligação para a nossa ligação dupla carbono-oxigênio é 799 quilojoules por mol, e multiplicamos isso por 4. A entalpia de ligação para uma ligação simples de oxigênio-hidrogênio é de 463 quilojoules por mol, e aí multiplicamos isso por 6. Quando a gente soma os dois valores, vamos encontrar um valor igual a 5.974, portanto, a variação de entalpia padrão para nossa reação química é 4.719 positivo menos 5.974, que é igual a -1.255 quilojoules. Observe que encontramos um valor negativo para a variação de entalpia. Isso significa que a combustão do etanol é uma reação exotérmica e que 1.255 quilojoules de energia são liberados na combustão de 1 mol de etanol. Observe também que a soma das entalpias das ligações formadas, que é 5.974, é maior do que a soma das entalpias das ligações quebradas, que é 4.719. E, como estamos subtraindo um número maior de um número menor, a gente obtém esse sinal negativo para a variação de entalpia. Caso o somatório das entalpias de ligação das ligações que foram quebradas fosse maior que o somatório das entalpias de ligação das ligações que se formaram, teríamos encontrado um valor positivo para a variação de entalpia. E isso é o que acontece para uma reação endotérmica. A gente resolveu esse problema supondo que todas as ligações que desenhamos em nossas estruturas de pontos foram quebradas, e todas as ligações que desenhamos nas estruturas de pontos foram formadas. No entanto, se a gente olhar atentamente para as estruturas de pontos ou apenas olhar atentamente para o que escrevemos aqui, nós mostramos a quebra de uma ligação simples de oxigênio-hidrogênio aqui, e mostramos a formação de seis ligações simples de oxigênio-hidrogênio aqui. Sendo assim, a gente poderia ter cancelado uma dessas ligações simples de oxigênio-hidrogênio. Ao fazer isso, podemos cancelar aqui também. E, em vez de ter um 6 multiplicando essa entalpia de ligação, teremos um 5 vezes a entalpia de ligação de uma ligação simples oxigênio-hidrogênio. Fazendo isso, nós ficaríamos com a mesma resposta de 1.255 quilojoules negativo. Portanto, se você olhar para suas estruturas de pontos e você observar que tem a mesma coisa do lado dos reagentes e dos produtos, você não precisa mostrar a quebra e a formação dessa ligação. Fazendo isso, você pode tornar o problema um pouco mais curto se quiser. Enfim, agora, eu vou te mostrar como que obtemos nossa unidade de medida para a resposta final, que é o quilojoules. Voltando aqui onde escrevemos 1 vezes 348, o 1 se refere à quebra de 1 mol de ligações simples carbono-carbono, e o 348, é claro, à entalpia de ligação para uma ligação simples carbono-carbono. Ou seja, isso aqui é, na verdade, 348 quilojoules por 1 mol de ligações simples carbono-carbono. Quando você multiplica esses dois, os mols de ligações simples carbono-carbono se cancelam e isso dá a você 348 quilojoules. Então, é assim que acabamos com quilojoules como a unidade de medida para a resposta final. Mas também é muito comum a gente ver essa resposta com a unidade de medida sendo quilojoules por mol de reação, e quilojoules por mol de reação significa que é como a reação é escrita. Para a combustão de 1 mol de etanol, por exemplo, são liberados 1.255 quilojoules de energia. Para obter quilojoules por mol de reação como nossa unidade, podemos observar aqui o etanol em nossa equação balanceada. Repare que temos um coeficiente 1 antes do etanol, sendo assim, estamos quebrando 1 mol de ligações simples carbono-carbono por 1 mol de reação. Portanto, podemos usar esse fator de conversão. E, aí, quando multiplicamos isso, os mols de ligação simples carbono-carbono se cancelam e ficamos com 348 quilojoules por mol de reação. Enfim, eu espero que você tenha compreendido todas as ideias que conversamos aqui, e, mais uma vez, eu quero deixar para você um grande abraço e dizer que te espero para a próxima!