Entalpia - variação e tipos de entalpias - Química - InfoEscola
A maioria das reações químicas são acompanhadas pela liberação ou pela absorção de calor. Quando há liberação de calor a reação é chamada exotérmica e quando há necessidade de absorver calor para que ela ocorra, é conhecida como endotérmica.
A entalpia absoluta (H) é definida pela fórmula:
PV= quantidade de energia associada ao conjunto sistema-vizinhança, nas CNTP.
É possível realizar cálculos que nos permitem medir as quantidades de calor envolvidas nas reações químicas, para isto, utilizamos fórmulas.
Para entendermos como realizar este tipo de cálculo, é necessário primeiramente conhecer alguns termos comuns à Termoquímica:
Calor (Q): Relaciona-se com a diferença de temperatura entre dois sistemas, a energia quando em forma de calor tende a fluir de um corpo com maior temperatura para um corpo de menor temperatura. No caso da Termoquímica, o calor é a energia que é absorvida ou que é liberada do sistema (reação química).
Calor de Reação (Qp): É a quantidade de calor trocada pelo sistema (reação) com as vizinhanças (meio externo ao sistema).
Entalpia Absoluta (H): É uma propriedade que está relacionada ao calor de reação, permitindo realizar o cálculo da quantidade de calor absorvida ou liberada na reação química, em condições normais de temperatura e pressão (CNTP). A variação de entalpia é calculada a partir da seguinte fórmula:
ΔH = H final (produto) – H inicial (reagente)
Quando em um sistema, a pressão for constante, temos que:
Em qualquer sistema químico, quando há a ocorrência de uma reação química com liberação ou absorção de calor pelo sistema há a variação de entalpia (ΔH).
Para as reações exotérmicas, o valor de ΔH será sempre negativo (ΔH < 0):
Para as reações endotérmicas, o valor de ΔH será sempre positivo (ΔH > 0):
Existem alguns fatores importantes que devem ser considerados responsáveis pela alteração dos valores de ΔH de uma reação química, são eles:
Fase de Agregação das partículas (o estado físico influencia diretamente no ΔH);
Alotropia entre reagentes e produtos (cada estado alotrópico possui um ΔH distinto);
Temperatura de ocorrência da reação;
Quantidade de matéria (há aumento proporcional de ΔH);
Existem outros tipos de entalpias específicas que podem ser estabelecidas, citaremos as quatro mais utilizadas: Entalpia de Combustão, Entalpia Padrão, Entalpia de ligação e Entalpia de formação. Essas variações baseiam sua essência na entalpia absoluta, ou seja, são vertentes da mesma.
A Entalpia de Combustão refere-se à energia liberada pela combustão de um mol de um composto. Toda reação de combustão é exotérmica, ou seja, liberam energia para o meio, e essa energia liberada em forma de calor pode ser calculada através da variação de entalpia. A Entalpia de combustão consiste na variação de energia liberada pela queima de 1 mol de uma substância qualquer nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP, onde, temperatura = 25°C e pressão = 1 atm). Tratando-se de uma reação exotérmica, os valores de ΔH serão sempre negativos, pois a energia dos reagentes será sempre maior que a energia dos produtos.
O ponto inicial para as medidas de ΔH calculados é zero, e por convenção, adota-se que toda substância simples possui valor de entalpia equivalente a 0. Este valor recebe também o nome de Entalpia Padrão. A partir a entalpia padrão é possível realizar comparativos de valores de entalpia de diversas substâncias, em diferentes condições de temperatura e pressão. De acordo com a Lei de Hess, a entalpia padrão de uma reação química obtida através da somatória dos valores das entalpias padrões das semi-reações que fazem parte da equação global, desse modo:
ΔH = ∑ ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ΔH4 ...
A entalpia de ligação estuda a energia liberada ou absorvida para que ocorram as quebras nas ligações químicas que compões as substâncias. Quando há o rompimento de ligações químicas nas moléculas dos reagentes, ocorre um processo endotérmico, já quando há necessidade de que ocorra um rearranjo molecular para a formação de novas moléculas, temos um processo exotérmico. É possível encontrar em diversas literaturas tabelas que possuem diversas entalpias de ligação de diversas substâncias químicas.
A Entalpia de formação refere-se à energia em forma de calor liberada ou absorvida quando há a formação de um mol de substância simples. A variação da entalpia de formação de uma substância pode ser calculada desde que se tenha a informação do valor de entalpia de formação da reação que forma essa substância, a partir de substâncias simples, como podemos ver no exemplo a seguir, calculando a entalpia de formação da água:
ΔH°f = -68 kcal/mol
CNTP: 25°C / 1atm.
Como podemos calcular a entalpia de formação da água utilizando as fórmulas?
Tratando-se de duas substâncias simples em condições normais de temperatura e pressão, consideramos a entalpia igual a zero, e temos a informação de que a entalpia de formação da água é igual a -68kcal/mol. Com essas informações é possível calcular a variação de entalpia:
ΔH = Hfinal (produto) – Hinicial (reagente)
-68,4 = HH2O – (HH2 + ½ HO2)
-68,4 = HH2O – 0
HH2O = -68,4 kcal/mol ou – 285,91 J/mol (SI)
Portanto, temos que a entalpia de formação de 1 mol de água é equivalente à -68,4 kcal/mol, caracterizando uma reação exotérmica.
Curiosidade: Lei de Hess
Germain Henri Hess (1802 – 1850) foi um químico Suíço que aprofundou seus conhecimentos no campo da termoquímica, com a criação de uma lei que afirma que a mudança na entalpia de uma reação é igual a somatória das mudanças nas entalpias em suas etapas individuais.
http://www.ess.inpe.br/courses/lib/exe/fetch.php?media=wiki:user:entalpia.pdf
https://www.ufpe.br/cap/images/quimica/katiaaquino/2anos/aulas/termoquimica.pdf
Texto originalmente publicado em https://www.infoescola.com/quimica/entalpia/
Considere as seguintes informações sobre entalpia de combustão no estado padrão ΔHo para alguns combustíveis.
COMBUSTÍVEL FÓRMULA MOLECULAR ΔHo (kJ/mol)
Gasolina C8H18(l) -5400
Etanol C2H5OH(l) -1400
Hidrogênio H2(g) -290
considere a gasolina composta apenas de C8H18; densidade do etanol 0,79 g/mL; e densidade da gasolina 0,72 g/mL.
O etanal é um isômero de função do etanol.
O nome IUPAC da molécula C8H18 é octanol, alcano de fórmula geral CnH2n.
A molécula 2,2,3,3 tetrametilbutano apresenta fórmula molecular C8H18 sendo um isômero do 2,4 dimetilhexano.
2,24 litros de hidrogênio fornecem mais calor que 4,75 mL de gasolina, considerando ambos os combustíveis nas CNTP.
Um posto de serviço comercializa o litro de álcool a R$ 1,50 e o litro de gasolina a R$ 2,50. Considerando um carro Flex que consome 1 litro de álcool a cada 10 km ou 1 litro de gasolina a cada 15 km, pode-se concluir que seria mais econômico utilizar o álcool.
Comparando-se as entalpias de combustão, é correto afirmar que 57 gramas de gasolina geram mais calor que 46 gramas de etanol ou 20 gramas de hidrogênio.