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Curso: Química - Ensino Médio > Unidade 15
Lição 2: Entalpia de mudança de fase, de reação química e de ligação- Entalpia
- 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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Exemplo resolvido: como usar entalpias de ligação para calcular a entalpia de reação
Entalpias de ligação podem ser usadas para estimar a variação de entalpia de uma reação química. Neste vídeo, vamos usar a média das entalpias de ligação para calcular a variação de entalpia da fase gasosa de combustão do etanol. Versão original criada por Jay.
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Transcrição de vídeo
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!