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Química

Entalpia

Sara Nahra
Publicado por Sara Nahra
Última atualização: 5/11/2018

Introdução

Entalpia (H) é a energia contida em uma substância. A variação de entalpia (ΔH) corresponde à quantidade de energia liberada ou absorvida durante um processo químico ou físico. A variação de entalpia é dada por:

ΔH = Hfinal – Hinicial ou ΔH = Hprodutos – Hreagentes ou ΔH = HP – HR

ΔH em Reações Exotérmicas

Para reações exotérmicas, que ocorrem com liberação de calor, ΔH < 0, pois Hprodutos­ < Hreagentes. Graficamente, temos:


ΔH em Reações Endotérmicas

Para reações endotérmicas, que ocorrem com absorção de calor, ΔH > 0, pois Hprodutos­ > Hreagentes. Graficamente, temos:


Entalpia Padrão

Como não é possível determinar diretamente a entalpia das substâncias, é calculada a variação de entalpia (ΔH). Porém, existem vários fatores que afetam o ΔH de uma reação. Por isso, criou-se um referencial para realizar as comparações, que ficou conhecido como entalpia padrão.

Dessa forma, as entalpias sempre serão avaliadas em relação a uma mesma condição, chamada condição padrão ou estado padrão. O estado padrão de uma substância corresponde à sua forma mais estável nas condições de 1 atm e 25 °C.

Fatores que influenciam nas Entalpias das Reações

Quantidade de reagentes e produtos

A entalpia de reação (ΔH) é diretamente proporcional à quantidade de matéria (mols) das substâncias envolvidas na reação.

Exemplos:

  • C (grafite) + O2 (g) → CO2 (g)

1 mol     1 mol      1 mol

ΔH = -94 kcal (25 °C, 100 kPa)

  • 2 C (grafite) + 2 O2 (g) → 2 CO2 (g)

2 mol      2 mol         2 mol

ΔH = -188 kcal (25 °C, 100 kPa)

Estado físico dos reagentes

Foi estabelecido, por convenção, que toda substância simples, no estado padrão e na sua forma alotrópica mais estável, apresenta entalpia igual a zero. Por exemplo, as substâncias simples H2 (g), Cl2 (g), O2 (g), Hg (l), Fe (s), no estado padrão, possuem H° = 0.

Substâncias compostas possuem entalpia diferente de zero e seus valores sempre serão fornecidos. Veja o exemplo da formação da água em seus vários estados físicos:

H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g)    ΔH = -58 kcal

H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l)    ΔH = -68 kcal

H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (s)    ΔH = -70 kcal

Forma alotrópica

Para elementos que formam alótropos, a forma mais estável terá entalpia zero. Exemplos:

  • C (grafite) → H° = 0
  • C (diamante) → H° ≠ 0

Temperatura e pressão

A pressão praticamente não interfere nos calores de reações que incluem sólidos e líquidos. A influência da pressão é extremamente pequena até mesmo para reações envolvendo gases. Reações perceptíveis são aquelas que ocorrem sob pressões muito elevadas, da ordem de 1000 atm.

Entalpia de Formação

Entalpia (ou calor) padrão de formação de uma substância é indicada por H° e corresponde ao calor liberado ou absorvido em uma reação que gera 1 mol de substância, a partir das substâncias simples que estejam em seus estados padrão.

Exemplos:

  • Formação da água líquida – H2O (l):

H2 (g) + ½ O2 (g) → 1 H2O (l)   ΔH = -286 kJ/mol

  • Formação de ácido sulfúrico líquido – H2SO4 (l):

H2 (g) + Srômbico + 2 O2 (g) → 1 H2SO4 (l)   ΔH = -813,8 kJ/mol

Perceba, no caso acima, que tanto o H2 (g), como o Srômbico e o O2 (g), apresentam, no estado padrão, H° = 0. Como a entalpia de formação do H2SO4 (l) é -813,8 kJ/mol, este valor corresponde, também, à entalpia do H2SO4 (l):

ΔHformação H2SO= HH2SO4

De forma geral, temos:

Entalpia de formação = entalpia da substância

A tabela abaixo apresenta os valores de entalpia padrão de formação de algumas substâncias a 25 °C e 1 atm.

SubstânciaΔHf° (kJ/mol)
Al2O3 (s)-1676
CO (g)-110
CO2 (g)-394
CH4 (g)-74,9
C2H6 (g)-84,5
C2H2 (g)+227
CH3OH (l)-238
C2H5OH (l)-278
CH3COOH (l)-487
CaO (s)-635,5
Ca(OH)2 (s)-986,6
Fe2O3 (s)-822,2
H2O (l)-286
HCl (g)-92,5
Mg(OH)2 (s)-924,7
NH3 (g)-46
NO (g)+90,4
NaCl (s)-413
SO2 (g)-297
SO3 (g)-396
H2SO4 (l)-813,8

Para calcular a entalpia das substâncias, ou o ΔH de reações, devemos lembrar que:

  • ΔH de formação = H da substância
  • ΔH = HP - HR

Exemplo:

Decomposição do mármore: CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)     ΔH = +177,5 kJ/mol

Pela tabela acima, sabemos que:

HCaO (s) = -635,5 kJ/mol

HCO2 (g) = -394 kJ/mol

A entalpia do CaCO3 (s) pode ser calculada da seguinte forma:

ΔH = HP – HR

ΔH = [(HCaO (s)) + (HCO2 (g))] – (HCaCO3 (s))

+177,5 = [-635,5 + (-394)] - HCaCO3 (s)

HCaCO3 (s) = -1207 kJ/mol

Entalpia de Combustão

Toda reação envolvendo uma substância (denominada combustível) e gás oxigênio (denominado comburente) é chamada de reação de combustão. Essas reações são sempre exotérmicas, apresentando ΔH < 0. Além disso, o produto formado será sempre CO2 (g) e H2O(l).

Exemplos:

  • Combustão completa do gás hidrogênio: H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l)
  • Combustão completa do gás butano: C4H10 (g) + 13/2 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 5 H2O (l)

A variação de entalpia na combustão completa é conhecida como entalpia de combustão, ΔH de combustão, calor de combustão ou, ainda, entalpia padrão de combustão, e corresponde à energia liberada na combustão completa de 1 mol de uma substância no estado padrão.

Exemplo:

Combustão completa do álcool etílico:

C2H6O (l) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (l)    ΔH = -1368 kJ/mol

Entalpia de Neutralização

Entalpia de neutralização consiste no calor liberado para formar 1 mol de H2O (l) a partir da reação de 1 mol de H+ (aq), proveniente de um ácido, e 1 mol de OH- (aq), proveniente de uma base, nas condições padrão. As reações de neutralização serão sempre exotérmicas.

Exemplo:

1 mol de HCl (aq) + 1 mol de NaOH (aq):

Energia de Ligação

Energia de ligação é aquela necessária para quebrar 1 mol de ligações, no estado gasoso, a 25 °C e 1 atm. Este processo será sempre endotérmico (ΔH > 0). A formação de novas ligações para gerar os produtos, por sua vez, é um processo exotérmico (ΔH < 0).

A energia absorvida na quebra de uma ligação é numericamente igual à energia liberada na sua formação, porém, com sinais opostos. A tabela abaixo mostra os valores médios das energias de ligação de algumas substâncias.

LigaçãoEnergia (kJ/mol)
H – H436,0
H – F563,2
H – Cl431,8
H – Br366,1
H – I298,7
C – H413,4
C – O353,5
C – F434,3
C – Cl327,2
C – Br280,7
C – I241,4
C – C346,8
C = C614,2
C ≡ C833,4
C = O804,3
H – O463,5
O = O468,6
N ≡ N945,4
N – H391,0
N – Cl192,6
F – F153,1
Cl – Cl242,6
Br – Br192,8
I – I151,0

Para determinar o ΔH de uma reação a partir dos valores de energia de ligação, devemos utilizar a seguinte expressão:

ΔH = Σ Energia de ligação dos reagentes + Σ Energia de ligação dos produtos.

Lembrando que a energia de ligação dos reagentes é positiva, enquanto a dos produtos é negativa.

Exemplo:

CH4 (g) + 3 Cl2 (g) → HCCl3 (g) + 3 HCl             ΔH = ?

Dados:

C – H → 413,4 kJ

Cl – Cl → 242,6 kJ

C – Cl → 327,2 kJ

H – Cl → 431,8 kJ

Aplicando na fórmula:

ΔH = Σ Energia de ligação dos reagentes + Σ Energia de ligação dos produtos

ΔH = [4 (C – H) + 3 (Cl – Cl)] + [1 (C – H) + 3 (C – Cl) + 3 (H – Cl)]

ΔH = [4 (+413,4) + 3 (+242,6)] + [1 (-413,4) + 3 (-327,2) + 3 (-431,8)

ΔH = +2381,4 + (-2690,6)

ΔH = -309,2 kJ

Portanto:

CH4 (g) + 3 Cl2 (g) → HCCl3 (g) + 3 HCl             ΔH = -309,2 kJ


Exercícios

Exercício 1
(Fuvest/1998)

Pode-se conceituar energia de ligação química como sendo a variação de entalpia (ΔH) que ocorre na quebra de 1 mol de uma dada ligação.

Assim, na reação representada pela equação

NH3 (g) → N (g) + 3 H (g)     ΔH = 1170 kJ/mol NH3

são quebrados 3 mols de ligação N – H, sendo, portanto, a energia de ligação N – H igual a 390 kJ/mol.

Sabendo-se que, na decomposição

N2H4 (g) → 2 N (g) + 4 H (g)    ΔH = 1720 kJ/mol N2H4

são quebradas ligações N – N e N – H, qual o valor, em kJ/mol, da energia de ligação N – N?

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