Quando dois átomos se ligam por meio de ligações covalentes (por compartilhamento de pares de elétrons), eles adquirem maior estabilidade, o que significa que eles liberam energia para o meio ao fazer essa ligação, seja ela simples, dupla ou tripla. Desse modo, a formação de uma ligação química é um processo exotérmico, com a variação da entalpia sendo negativa (∆H < 0).
O contrário também é verdadeiro, ou seja, para romper uma ligação covalente é necessário fornecer energia aos átomos. A quebra de uma ligação envolve absorção de energia, porque os átomos voltarão para o estado isolado, que é mais instável. Esse é um processo endotérmico, com a variação da entalpia positiva (∆H > 0).
A energia liberada na formação da ligação covalente não pode ser medida na prática. Mas a energia absorvida na quebra da ligação sim. Essa energia absorvida é chamada de energia de ligação.
Portanto, podemos defini-la do seguinte modo:
Por exemplo, na quebra da ligação simples de 1 mol de gás hidrogênio (entre dois átomos de hidrogênio) é absorvido 437 kJ:
H2(g) → 2 H(g) ∆H = +435 kJ
A energia de ligação também pode ser determinada para ligações duplas e triplas, como mostram os exemplos a seguir:
- Rompimento de ligação dupla: O2(g) → 2 O(g) ∆H = +497,8 kJ
O ═ O(g) → 2 O(g) ∆H = +497,8 kJ
- Rompimento de ligação tripla: N2(g) → 2 N(g) ∆H = +943,8 kJ
N≡N(g) → 2 N(g) ∆H = +943,8 kJ
É importante ressaltar que a energia de uma ligação dupla ou tripla não é um múltiplo de uma ligação simples. Esses valores correspondem à energia necessária para romper 1 mol de ligações duplas e 1 mol de ligações triplas, respectivamente.
A seguir temos os valores medidos para algumas energias de ligação:
.jpg "Energias de ligação")
Quanto maior a energia de ligação, mais forte é a ligação entre os átomos.
Todos esses valores são dados com a reação no estado gasoso, porque assim toda a energia é usada para romper a ligação. Em outro caso, parte dessa energia poderia ser usada na mudança de estado físico.
O mesmo princípio se aplica quando se trata de substâncias compostas. Por exemplo, na quebra das ligações de 1 mol de água são absorvidos 927 kJ:
H2O (g) → O2(g) + 2 H(g) ∆H = +927 kJ
1 mol de água possui duas ligações O─H. Se olharmos na tabela das energias de ligação acima, veremos que cada rompimento dessa ligação é igual a 463,5 kJ. Assim, a energia de ligação total da água será a soma das energias de todas as ligações:
2 (O─H) = 2 mol . 463,5 kJ/mol = 927 kJ
Outro exemplo é o metano (CH4):
CH4(g) → C(g) + 4H(g) ∆H = +1653,6 kJ
Nesse caso ocorreram quatro quebras sucessivas de ligações do tipo C─H. Na prática, para cada um desses rompimentos encontramos um valor diferente, que somado dá 1653,6 kJ. Assim, a energia de ligação da quebra da ligação C-H é um valor médio, aproximadamente igual a 413,4 kJ.
Por meio dos valores das energias de ligação é possível determinar a variação da entalpia de uma reação. Veja como lendo o texto Entalpia da reação através da energia de ligação.
