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= 218 kJ/mol – ∆H2 = 4 x 218 = 872 kJ
Se aplicarmos a Lei de Hess – para obtermos o ∆H da reação global, 
isto é, ∆H0f para o metano (g), podemos adicionar as variações de 
entalpia para cada etapa:
∆H0f (CH4) = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
∆H3 = energia de atomização do metano com sinal negativo
 (-74,9 kJ/mol) ∆H3 = -∆Hatom (CH4) (g)
∆H0f (CH4) = ∆H1 + ∆H2 - ∆Hatom (CH4) (g)
Assim: 715 kJ 872 kJ
∆Hatom (CH4) (g) = ∆H1 + ∆H2 – ∆H0f (CH4) =
 = (+715 + 872 - (-74,9)) kJ = 1662 kJ
Esta é a quantidade total de energia que deve ser absorvida para 
romper todos os 4 moles de ligações C-H em 1 mol de CH4. Se 
dividirmos esta energia por 4 obtemos a energia média da ligação 
C-H = 415 kJ/mol
Os valores das energias médias de para vários tipos de ligação 
podem assim ser obtidos e tabelados
Ligação Energia/kJ/mol Ligação Energia kJ/mol
H-C 415 C=O 724
H-O 463 C-N 292
H-N 391 C=N 619
H-F 563 C=N 879
H-Cl 432 C-C 348
H-Br 366 C=C 607
H-I 299 C=C 833
C-O 356
As energias médias de ligação podem ser usadas, em muitos casos, 
para calcular um calor de formação com boa precisão. A ligação 
entre dois átomos possui, aproximadamente, a mesma força em uma 
molécula quanto em outra. Isto significa que de forma aproximada, 
podemos considerar por exemplo que quase todas as ligações C-H 
sejam muito semelhantes, tanto numa molécula pequena, como o 
CH4, como numa molécula grande e complexa, como C42O86.
Ex. Use dados de tabelados de calores de formação e energias de 
ligação para calcular o calor de formação do álcool etílico (etanol) 
líquido. Este composto tem um calor latente de vaporização de 
∆H0vap = 39 kJ/mol e a fórmula estrutural é:
H C C O H
H
H
H
H
∆H0f = calor de formação do etanol a partir dos elementos 
constituintes:
2C (s, grafite) + 3H2 (g) + ½ O2 (g) C2H5OH
Para calcular ∆H0f seguimos o caminho alternativo, a partir dos 
reagentes para os produtos:
 2C (g) + 6H (g) + O (g) C2H5OH 
2C (s, grafite) + 3H2 (g) + ½ O2 (g) C2H5OH
∆H0f = ∆H0A + ∆H0B + ∆H0C
Etapa A = calor de formação dos átomos gasosos a partir dos 
elementos nos seus estados padrão.
Etapa B – inverso da atomização 
Etapa C – vaporização do etanol
∆H0F = ∆H0A + ∆H0B + ∆H0C
ETAPA A
∆H0C = - ∆H0VAP
ETAPA C
∆H0B = - ∆H0Atom 
ETAPA B
2C (s, grafite) 2C (g) ∆H01 = 2∆H0fC(g) = 2x(+715 kJ) = + 1430 kJ
3H2 (g) 6H (g) ∆H02 = 6 x (+218 kJ) = 1308 kJ
½ O2 (g) O (g) ∆H03 = ∆H0fO(g) = + 249 kJ
Etapa A – ∆H0A = + 2987 kJ
Etapa B – energia liberada quando estes átomos se combinam para 
formar 1 mol de etanol gasoso. Esta é a energia de atomização do 
etanol com sinal negativo, envolvendo 5 ligações C-H, uma ligação 
C-C, uma ligação C-O e uma ligação O-H. Pela tabela de energias 
de ligação temos:
5 x (C-H) = 5 x (415 kJ)
1 x (C-C) = 348 kJ
1 x (C-O) = 356 kJ)
1 x (O-H) = 463 kJ
Etapa B – ∆H0B = - 3242 kJ
Etapa C – energia liberada quando etanol gasoso se condensa 
formando etanol líquido. O ∆H0 para este processo é o ∆H0VAP com 
sinal negativo. 
Etapa C = ∆H0C = - 39 kJ
∆H0f = ∆H0A + ∆H0B + ∆H0C = 
2987 kJ + (-3242 kJ) + (-39 kJ) = -293 kJ/mol
valor experimental = ∆H0f = -278 kJ/mol (concordância 6%)
	PVf = nfRT
	Reação líquida – eq.2 + eq.3
	Estados padrões
	H0reação = 3271 kJ
	Pela relação:
	Somando as três reações acima obtemos a reação global
	DHf(H.) = 218 kJ/mol – H2 = 4 x 218 = 872 kJ
	H0f (CH4) = H1 + H2 + H3
	H0f (CH4) = H1 + H2 - Hatom (CH4) (g)
	Assim: 715 kJ 872 kJ
	Hatom (CH4) (g) = H1 + H2 – H0f (CH4) =
	 = (+715 + 872 - (-74,9)) kJ = 1662 kJ
	C-C
	Etapa A – H0A = + 2987 kJ