Calculadora de entalpia de ligação

Resultados

Uma estimativa aproximada para reações em fase gasosa: energias médias de ligação ignoram o entorno de cada ligação, então espere diferenças de dezenas de kJ/mol em relação a um cálculo com entalpias de formação.

Como usar a calculadora de entalpia de ligação

1. 1. Desenhe as estruturas. Escreva a estrutura de Lewis de cada reagente e de cada produto para enxergar cada ligação. A ferramenta não deduz estruturas a partir de fórmulas, porque a mesma fórmula pode conter ligações diferentes.
2. 2. Liste as ligações rompidas e formadas. Insira-as nas duas caixas — 4 C–H, 2 O=O —, contando uma para cada molécula na equação balanceada. Use - para simples, = para dupla e ≡ para tripla. Você também pode clicar em “+ rompidas” ou “+ formadas” na tabela, ou escolher uma das reações de exemplo.
3. 3. Confira a lista. Uma ligação que não está na tabela é sinalizada pelo nome. Ligações que aparecem sem mudança nos dois lados podem ser omitidas: elas se cancelam.
4. 4. Leia o ΔH. O resultado é Σ rompidas − Σ formadas, com as duas somas, o subtotal de cada ligação e os cálculos. Um ΔH negativo significa que a reação é exotérmica.

O método

Romper uma ligação absorve energia, e formá-la libera energia. Se as ligações rompidas nos reagentes custam mais do que as ligações formadas nos produtos devolvem, a reação absorve calor no total. Escrita como equação, com D para a energia média de ligação:

ΔH ≈ Σ D(ligações rompidas) − Σ D(ligações formadas)

ΔH < 0: exotérmica.  ΔH > 0: endotérmica.

kJ por mol de reação, como escrita; 1 kcal = 4,184 kJ

A convenção de sinal é a que surpreende as pessoas: energias de ligação são números positivos, e a soma dos produtos é subtraída. Não escreva ΔH = Σ produtos − Σ reagentes aqui, que é a regra para entalpias de formação. Use a que corresponde aos dados que você tem, e não misture as duas em um mesmo cálculo.

Exemplo prático: a queima do metano

Para CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g), o metano tem quatro ligações C–H, cada O₂ tem uma ligação O=O, o dióxido de carbono tem duas ligações C=O e cada molécula de água tem duas ligações O–H. Com os valores médios da tabela:

• Rompidas: 4 × 415 (C–H) + 2 × 498 (O=O) = 1.660 + 996 = 2.656 kJ
• Formadas: 2 × 741 (C=O) + 4 × 464 (O–H) = 1.482 + 1.856 = 3.338 kJ
• ΔH ≈ 2.656 − 3.338 = −682 kJ por mol de CH₄ queimado

Por que o resultado difere do obtido por entalpias de formação

• Uma energia de ligação é uma média. A ligação C–H do metano não é igual à ligação C–H do etanol ou do benzeno. A tabela dá um valor único, tirado de muitos compostos, então cada molécula fica um pouco fora. O C=O de 741 kJ/mol da tabela se ajusta a aldeídos e cetonas, enquanto as ligações C=O do CO₂, em torno de 799 kJ/mol, são mais fortes. Essa diferença explica a maior parte da discrepância no exemplo acima.
• Descreve apenas gases. Energias de ligação se referem a moléculas gasosas isoladas, então a resposta é a variação de entalpia em fase gasosa. Se um produto é água líquida, é preciso somar a entalpia de condensação, cerca de −44,0 kJ para cada mol de H₂O (285,8 − 241,8, com os valores de formação do CRC).
• Não enxerga deslocalização nem tensão. A ressonância no benzeno ou no carbonato, a tensão de anel e as ligações de hidrogênio tornam moléculas reais mais ou menos estáveis do que a soma de suas ligações sugere.
• Entalpias de formação são medidas para os compostos reais. ΔH°_rxn = ΣΔH°_f(produtos) − ΣΔH°_f(reagentes) usa valores tabelados reais a 298 K, por isso é a melhor resposta sempre que existirem dados. Use energias de ligação quando eles não existirem, ou para ver quais ligações impulsionam a variação de energia. A Calculadora de entalpia de reação faz o cálculo pela rota das entalpias de formação.

Perguntas frequentes

Como calcular ΔH usando entalpias de ligação?

Some a energia necessária para romper cada ligação dos reagentes, some a energia liberada na formação de cada ligação dos produtos e subtraia: ΔH ≈ Σ D(rompidas) − Σ D(formadas). Conte cada ligação uma vez por molécula na equação balanceada. Para H₂ + Cl₂ → 2 HCl, isso dá (436 + 243) − 2(432) = −185 kJ.

Por que romper uma ligação é endotérmico e formá-la é exotérmico?

Os átomos de uma ligação estão em energia mais baixa do que estariam separados, então separá-los exige energia, e uni-los devolve essa energia. A mesma quantidade está envolvida nos dois sentidos, por isso as energias de ligação são apresentadas como números positivos para o rompimento.

Por que minha resposta por energias de ligação não bate com a resposta por entalpia de formação?

Energias de ligação são médias para ligações em fase gasosa, então ignoram o ambiente particular de cada molécula e não levam em conta líquidos, ressonância ou tensão. Diferenças de dezenas de kJ/mol são normais. Quando você tiver os dados, considere o resultado por entalpia de formação o mais preciso.

Preciso listar todas as ligações das moléculas?

Apenas as que mudam. Ligações idênticas em um reagente e em um produto aparecem nas duas somas e se cancelam. Para C₂H₄ + H₂ → C₂H₆, você pode listar apenas C=C e H–H rompidas e C–C e duas C–H formadas, e a resposta, −128 kJ, é a mesma que se contarmos todas as ligações.

Como contar ligações em uma dupla, como O=O ou C=C?

Uma ligação dupla é uma única ligação, com energia própria e maior, então insira-a como um único item: O=O é 498 kJ/mol, e não duas ligações O–O. As triplas são iguais: N≡N é 946 kJ/mol.

Posso usar entalpias de ligação para reações com líquidos ou sólidos?

Só depois de converter tudo para gases. Some a entalpia de vaporização ou de sublimação de cada espécie que não é gás, e trate o resultado com cautela extra. Para reações em solução, as entalpias de formação ou a calorimetria são o caminho seguro.