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I – ENERGIA DE LIGAÇÃO: é a variação de entalpia (quantidade de calor absorvida) verificada na quebra de 1 mol (6 . 1023) de uma determinada ligação química, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25 °C e 1 atm, ou ainda, é a energia absorvida na quebra de 1 mol de ligações, no estado gasoso, a 25 °C e 1 atm.

Quanto maior a energia de ligação, mais forte é a ligação (mais estável), ou seja, é mais difícil quebrá-la. Pelo contrário, ligações fracas (de energia de ligação pequena – menos estável) se quebram facilmente. Por exemplo, a água oxigenada (H __ O __ O __ H) se decompões espontaneamente, pois a energia da ligação O __ O é de apenas 144 kJ/mol.
Também é importante observar que, se para quebrar uma ligação gastamos energia, no sentido inverso – isto é, quando ligamos átomos – a mesma energia nos será devolvida. Essa é uma simples conseqüência do princípio da conservação de energia (1ª Lei da Termodinâmica). A energia absorvida na quebra de uma ligação é numericamente igual à energia liberada na sua formação. No entanto, a energia de ligação é definida para a quebra de ligações.
O processo de quebra das ligações é endotérmico (reagente – H sempre > 0) e o processo de formação de ligações é exotérmico (produto – H sempre < 0).

HREAÇÃO = HR + HP

II – LEI DE HESS (ou Lei dos estados inicial e final): O valor de H de uma reação química depende apenas do estado inicial, e do estado final. Desse modo, H da reação será a soma algébrica dos valores de H das etapas que compõem o processo.

HREAÇÃO = H1 + H2 + ... + Hn

A Lei de Hess permite o cálculo teórico do H de processos difíceis de serem feitos isoladamente em um calorímetro.

Conseqüências da lei de Hess

As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas;
Invertendo uma equação termoquímica, devemos trocar o sinal de H;
Multiplicando (ou dividindo) uma equação termoquímica por um número