O que é energia de ligação?

A energia de ligação é a quantidade de energia associada a uma determinada ligação química. Quanto maior for a energia de ligação, mais forte é essa ligação química. A medição das energias das ligações químicas pode ser feita por meio das entalpias das ligações químicas, uma ferramenta termodinâmica que apresenta o calor absorvido necessário para romper um mol de uma ligação química qualquer.

A energia de ligação, por meio da entalpia de ligação, pode ser utilizada para se estimar a entalpia de uma reação química. Para tal, é preciso saber que o processo de quebra de uma ligação química é endotérmico (ou seja, absorve calor), ao passo que o processo contrário, de formação de ligação química, é exotérmico (ou seja, libera calor). Os valores de energia de ligação são conhecidos e tabelados.

Leia também: O que é entalpia?

Resumo sobre energia de ligação

• A energia de ligação é a quantidade de energia associada a uma determinada ligação química.
• Quanto maior for a energia de ligação, mais forte é a ligação química.
• A energia de uma ligação química é medida pela entalpia de ligação, a qual apresenta a energia necessária para se quebrar 1 mol de uma ligação química qualquer.
• A entalpia de ligação é utilizada para estimar a entalpia da reação química.
• Deve-se considerar que para se quebrar uma ligação, o processo é endotérmico e, dessa forma, o processo contrário, para formação da ligação, é exotérmico.

Videoaula sobre energia de ligação

Conceito de energia de ligação

A energia de ligação consiste na quantidade de energia associada a uma ligação química, de modo que, quanto maior for a energia da ligação, mais intensa é essa ligação. Tal energia é medida por um parâmetro termodinâmico conhecido como entalpia de ligação, que consiste na quantidade de calor necessária para quebrar um mol de um tipo específico de ligação química sob pressão constante.

Fórmula da energia de ligação

A energia de ligação é medida pela entalpia de ligação, ΔH_L. Termodinamicamente, tal parâmetro é definido como sendo a diferença entre as entalpias-padrão molares de uma molécula qualquer (X−Y) e de seus respectivos fragmentos (X e Y, isoladamente), todos na fase gasosa.

ΔHL (X−Y) = {H° (X, g) + H° (Y, g)} – H° (X−Y, g)

A entalpia de ligação calculada sempre será positiva, ou seja, sempre será endotérmica, uma vez que se faz necessário absorver calor para o rompimento da ligação. Dessa forma, o processo contrário, para formar uma ligação, é exotérmico. Na formação da ligação, os átomos envolvidos perdem energia cinética e potencial, o que justifica a liberação de calor.

Como a energia de ligação depende da molécula, é natural pensarmos que haverá uma diferença entre a mesma ligação, quando em moléculas diferentes. Por exemplo, a energia da ligação O−H na água é diferente da energia dessa mesma ligação quando no metanol. Isso é consequência da influência das eletronegatividades dos diferentes átomos presentes em cada molécula, mudando os parâmetros de atração e repulsão.

Contudo, para nossa sorte, as variações são muito pequenas e, dessa forma, os cientistas utilizam valores médios das energias de uma mesma ligação de maneira satisfatória. Além disso, a grande utilidade das energias de ligação não é calculá-las de forma isolada. Tais valores já se encontram tabelados e são amplamente conhecidos. Na verdade, a grande aplicabilidade das energias de ligação é fazer a sua utilização para prever as entalpias de reações químicas. Isso será melhor discutido no tópico seguinte.

Como calcular energia de ligação?

Como anteriormente dito, as energias de ligação, medidas pelas entalpias de ligação, são importantes para estimar as entalpias de reações químicas. Nessa estimativa, entende-se que a variação de entalpia de uma reação química é consequência do balanço energético decorrente do rompimento das ligações químicas dos reagentes e da formação das ligações químicas dos produtos. Na prática, para simplificação matemática, só levamos em conta as ligações químicas envolvidas diretamente no processo reacional.

Exemplo:

Vamos utilizar as energias de ligação para estimar a entalpia do processo reacional de substituição de um átomo de hidrogênio do metano por um átomo de cloro, conforme a reação:

CH₄ (g) + Cl₂ (g) → CH₃Cl (g) + HCl (g)

Para tal, vamos observar as estruturas das moléculas participantes para avaliarmos quais ligações químicas foram rompidas e quais foram formadas:

Percebe-se que, nos reagentes, há os rompimentos de duas ligações químicas: C−H e Cl−Cl. Com isso, observa-se que as ligações C−Cl e H−Cl são formadas do lado dos produtos:

As demais ligações não estão diretamente envolvidas e, dessa forma, não serão contabilizadas.

Segundo os dados conhecidos, a entalpia da ligação C−H é igual a 412 kJ/mol. Já a entalpia da ligação Cl−Cl é igual a 242 kJ/mol. Por isso, a energia total necessária para romper as ligações nos reagentes vai ser:

ΔH_L (rompidas) = ΔH_L (C−H) + ΔH_L (Cl−Cl)

ΔH_L (rompidas) = 412 + 242

ΔH_L (rompidas) = +654 kJ

Já a entalpia da ligação C−Cl é igual a 338 kJ/mol, enquanto da ligação H−Cl é igual a 431 kJ/mol. Por isso, a energia total necessária para formar as ligações nos produtos é igual a:

ΔH_L (formadas) = - {ΔH_L (C−Cl) + ΔH_L (H−Cl)}

ΔH_L (formadas) = - {338 + 431}

ΔH_L (formadas) = -769 kJ

O sinal negativo foi colocado, pois devemos considerar que o processo de formação de ligação química é exotérmico. Assim, a entalpia da reação (ΔH) é dada pela expressão:

ΔH = ΔH_L (rompidas) + ΔH_L (formadas)

ΔH = +654 + (-769)

ΔH = 654 - 769

ΔH = -115 kJ

Saiba mais: Reações exotérmicas x reações endotérmicas — qual a diferença?

Tabela de energia de ligação

Ligação	Energia de ligação (kJ/mol)
H−H	436
H−F	565
H−Cl	431
H−Br	366
H−I	299
C−C	348
C=C	612
C≡C	837
C−O	360
C=O	743
C−N	305
C−F	484
C−Cl	338
C−Br	276
C−I	238
N−H	388
N−N	163
N=N	409
N≡N	944
N−O	210
N=O	630
N−F	270
N−Cl	200
O=O	496
O−O	157
O−H	463
F−F	158
Cl−Cl	242
Br−Br	193
I−I	151

(Fonte: ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Príncípios de Química: Questionando a vida e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018.)

Exercícios resolvidos sobre energia de ligação

Questão 1. (Enem-PPL/2025) A entalpia é uma função de estado que permite obter informações sobre as variações de energia, isto é, o calor trocado entre o sistema e a vizinhança, à pressão constante. Assim, é possível saber se uma reação química libera ou absorve calor. A reação entre hidrogênio e cloro gasosos, apresentada na equação, libera 43 kcal de energia. Consequentemente, a variação de entalpia da reação por mol de cloreto de hidrogênio formado é de −21,5 kcal.

H₂ (g) + Cl₂ (g) → 2 HCl (g)

Para calcular o valor da entalpia dessa reação, um estudante consultou dados tabelados sobre os reagentes utilizados e o produto obtido.

Esses dados são referentes ao(à)

1. densidade.
2. calor latente.
3. volume molar.
4. calor específico.
5. energia de ligação.

Resposta: Letra E.

As entalpias de reações químicas podem ser estimadas por meio das energias de ligação. Os demais parâmetros apresentados não são capazes. A densidade entrega a quantidade de massa presente em um volume padrão de substância, ao passo que o calor latente é a energia envolvida durante um processo físico de mudança de fase. O volume molar estima o volume ocupado por uma quantidade de matéria no estado gasoso, ao passo que o calor específico é a quantidade de calor que deve ser envolvida para se fazer aquecer em 1 °C a massa de 1 grama de determinada substância.

Dessa forma, a determinação da entalpia da reação apresentada é calculada pelas energias de ligação.

Questão 2. (UNESP - Conhecimentos Gerais/2025.1) A hidrazina (N2H4), substância utilizada como propelente de foguetes, sofre combustão conforme a equação:

N₂H₄ + O₂ → N₂ + 2 H₂O

A tabela apresenta alguns valores de entalpias de ligação envolvidas nessa reação.

Utilizando os dados tabelados, calcula-se que a combustão de 1 mol de hidrazina irá liberar

1. 949 kJ.
2. 1 727 kJ.
3. 577 kJ.
4. 2 224 kJ.
5. 2 801 kJ.

Resposta: Letra C

Observando as fórmulas estruturais, é possível determinar quais ligações foram rompidas e formadas ao longo do processo reacional.

É possível perceber que nenhuma ligação presente nos reagentes é mantida quando os produtos são formados. Dessa forma, rompem-se: 4 mols de ligação N-H, 1 mol de ligação N-N e 1 mol de ligação O=O.

ΔH_L (rompidas) = 4 × ΔH_L (N−H) + ΔH_L (N−N) + ΔH_L (O=O)

ΔH_L (rompidas) = 4 (+391) + 163 + 497

ΔH_L (rompidas) = +2224 kJ

Quanto às ligações formadas, observa-se que foram formados 1 mol de ligação N≡N e 4 mols de ligações O−H (cada mol de moléculas de água possui 2 mols de ligações O−H, o que totalizam 4 mols de ligações O−H). Assim:

ΔH_L (formadas) = - {ΔH_L (N≡N) + 4 × ΔH_L (O−H)}

ΔH_L (formadas) = - {949 + 4 × (463)}

ΔH_L (formadas) = - {949 + 1852}

ΔH_L (formadas) = -2801 kJ

Assim, a entalpia da reação (ΔH) é dada pela expressão:

ΔH = ΔH_L (rompidas) + ΔH_L (formadas)

ΔH = 2224 + (-2801)

ΔH = -577 kJ

Fontes

ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Príncípios de Química: Questionando a vida e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018.

BARROS, Haroldo Lúcio de Castro. Processos endotérmicos e exotérmicos: uma visão atômico-molecular. Química Nova na Escola, [s. l.], v. 31, n. 4, p. 240-245, nov. 2009. Disponível em: https://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc31_4/04-CCD-7008.pdf.