O QUE É ENTALPIA? - QUÍMICA - 2025

A entalpia é uma medida da quantidade de energia contida em um corpo (sistema) que possui um volume, está sujeito a pressão e é intercambiável com seu ambiente. É representado pela letra H. A unidade física associada a ele é o Joule (J = kgm2 / s2).

Matematicamente, pode ser expresso da seguinte forma:

H = U + PV

Onde:

H = entalpia

U = energia interna do sistema

P = pressão

V = Volume

Se U e P e V forem funções de estado, H também será. Isso porque em um dado momento, algumas condições iniciais e finais podem ser dadas para a variável a ser estudada no sistema.

Qual é a entalpia de formação?

É o calor absorvido ou liberado por um sistema quando 1 mol de um produto de uma substância é produzido a partir de seus elementos em seu estado normal de agregação; sólido, líquido, gasoso, solução ou em seu estado alotrópico mais estável.

O estado alotrópico mais estável do carbono é o grafite, além de estar em condições normais de pressão 1 atmosfera e 25 ° C de temperatura.

É denotado como ΔH ° f. Desta maneira:

ΔH ° f = H final - H inicial

Δ: letra grega que simboliza a mudança ou variação na energia de um estado final e inicial. O subscrito f significa formação composta e o sobrescrito ou condições padrão.

Exemplo

Considerando a reação de formação de água líquida

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ΔH ° f = -285,84 kJ / mol

Reagentes: Hidrogênio e Oxigênio seu estado natural é gasoso.

Produto: 1 mol de água líquida.

Deve-se notar que as entalpias de formação de acordo com a definição são para 1 mol de composto produzido, então a reação deve ser ajustada se possível com coeficientes fracionários, como visto no exemplo anterior.

Reações exotérmicas e endotérmicas

Em um processo químico, a entalpia de formação pode ser ΔHof> 0 positiva se a reação for endotérmica, ou seja, absorver calor do meio ou ΔHof <0 negativo se a reação for exotérmica com emissão de calor do sistema.

Reação exotérmica

Os reagentes têm mais energia do que os produtos.

ΔH ° f <0

Reação endotérmica

Os reagentes têm energia inferior aos produtos.

ΔH ° f> 0

Para escrever corretamente uma equação química, ela deve ser balanceada molarmente. Para cumprir a "Lei de Conservação da Matéria", deve conter também informações sobre o estado físico dos reagentes e produtos, que é conhecido como estado de agregação.

Também deve ser levado em consideração que as substâncias puras têm uma entalpia de formação de zero nas condições padrão e em sua forma mais estável.

Em um sistema químico onde existem reagentes e produtos, a entalpia de reação é igual à entalpia de formação sob condições padrão.

ΔH ° rxn = ΔH ° f

Levando em consideração o acima, temos que:

ΔH ° rxn = ∑nprodutos H ∑produtos reativos reativos

Dada a seguinte reação fictícia

aA + bB cC

Onde a, b, c são os coeficientes da equação química balanceada.

A expressão para a entalpia de reação é:

ΔH ° rxn = c ΔH ° f C (a ΔH ° f A + b ΔH ° f B)

Supondo que: a = 2 mol, b = 1 mol e c = 2 mol.

ΔH ° f (A) = 300 KJ / mol, ΔH ° f (B) = -100 KJ / mol, ΔH ° f (C) = -30 KJ. Calcular ΔH ° rxn

ΔH ° rxn = 2mol (-30KJ / mol) - (2mol (300KJ / mol + 1mol (-100KJ / mol) = -60KJ - (600KJ - 100KJ) = -560KJ

ΔH ° rxn = -560KJ.

Em seguida, corresponde a uma reação exotérmica.

Valores de entalpia de formação de alguns compostos químicos orgânicos e inorgânicos a 25 ° C e 1 atm de pressão

Exercícios para calcular entalpia

Exercício 1

Encontre a entalpia de reação de NO2 (g) de acordo com a seguinte reação:

2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)

Usando a equação para a entalpia de reação, temos:

ΔH ° rxn = ∑nprodutos H ∑produtos reativos reativos

ΔH ° rxn = 2mol (ΔH ° f NO2) - (2mol ΔH ° f NO + 1mol ΔH ° f O2)

Na tabela da seção anterior, podemos ver que a entalpia de formação para o oxigênio é 0 KJ / mol, porque o oxigênio é um composto puro.

ΔH ° rxn = 2mol (33,18KJ / mol) - (2mol 90,25 KJ / mol + 1mol 0)

ΔH ° rxn = -114,14 KJ

Outra forma de calcular a entalpia de reação em um sistema químico é por meio da LEI HESS, proposta pelo químico suíço Germain Henri Hess em 1840.

A lei diz: “A energia absorvida ou emitida em um processo químico no qual os reagentes são convertidos em produtos é a mesma, seja em uma etapa ou em várias”.

Exercício 2

A adição de hidrogênio ao acetileno para formar etano pode ser realizada em uma etapa:

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 311,42 KJ / mol

Ou também pode acontecer em duas etapas:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174,47 KJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136,95 KJ / mol

Adicionando ambas as equações algebricamente, temos:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174,47 KJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136,95 KJ / mol

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° rxn = 311,42 KJ / mol

Exercício 3

(Retirado de quimitube.com. Exercício 26. Termodinâmica da Lei de Hess)

Como pode ser visto no enunciado do problema, apenas alguns dados numéricos aparecem, mas as reações químicas não aparecem, portanto é necessário escrevê-las.

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) +3 H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

O valor da entalpia negativa é escrito porque o problema diz que há liberação de energia. Devemos considerar também que são 10 gramas de etanol, portanto devemos calcular a energia para cada mol de etanol. Para isso, é feito o seguinte:

Busca-se o peso molar do etanol (soma dos pesos atômicos), valor igual a 46 g / mol.

ΔH1 = -300 KJ (46 g) etanol = - 1380 KJ / mol

10 g de etanol 1mol de etanol

O mesmo é feito para o ácido acético:

CH3COOH (l) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH2 = -840 KJ / mol

ΔH2 = -140 KJ (60 g de ácido acético) = - 840 KJ / mol

10 g de ácido acético 1 mole de ácido acético.

Nas reações anteriores são descritas a combustão do etanol e do ácido acético, por isso é necessário escrever a fórmula do problema, que é a oxidação do etanol a ácido acético com produção de água.

Essa é a reação que o problema pede. Já está equilibrado.

CH3CH2OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l) ΔH3 =?

Aplicação da lei de Hess

Para isso, multiplicamos as equações termodinâmicas por coeficientes numéricos para torná-las algébricas e podermos organizar corretamente cada equação. Isso é feito quando um ou mais reagentes não estão no lado correspondente da equação.

A primeira equação permanece a mesma porque o etanol está no lado do reagente, conforme indicado pela equação do problema.

A segunda equação deve ser multiplicada pelo coeficiente -1 de forma que o ácido acético que é o reagente possa se tornar o produto

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

- CH3COOH (l) - 2O2 (g) - 2CO2 (g) - 2H2O (l) ΔH2 = - (-840 KJ / mol)

CH3CH3OH + 3O2 -2O2 - CH3COOH 2CO2 + 3H2O -2CO2

-2H2O

Eles somam algebricamente e este é o resultado: a equação solicitada no problema.

CH3CH3OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l)

Determine a entalpia da reação.

Da mesma forma que cada reação foi multiplicada pelo coeficiente numérico, o valor das entalpias também deve ser multiplicado

ΔH3 = 1x ΔH1 -1xΔH2 = 1x (-1380) -1x (-840)

ΔH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol

ΔH3 = - 540 KJ / mol.

No exercício anterior, o etanol tem duas reações, combustão e oxidação.

Em toda reação de combustão há formação de CO2 e H2O, enquanto na oxidação de um álcool primário como o etanol há formação de ácido acético

Referências

1. Cedrón, Juan Carlos, Victoria Landa, Juana Robles (2011). Química Geral. Material de ensino. Lima: Pontifícia Universidade Católica do Peru.
2. Química. Libretexts. Termoquímica. Retirado de hem.libretexts.org.
3. Levine, I. Physicochemistry. vol.2.