A entalpia faz parte da Termoquímica, que estuda os princípios da termodinâmica que envolvem as trocas de calor que ocorrem durante uma reação química, entre o sistema e o meio ambiente externo. A entalpia é uma grandeza física que mede a máxima energia em um sistema termodinâmico em forma de calor.
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:
H = U + PV
Onde temos que:
- U = energia interna do sistema
- 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:
Qp = ΔH
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;
- Pressão;
- Quantidade de matéria (há aumento proporcional de ΔH);
- Meio reacional
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.
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Entalpia de Combustão
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.
Entalpia Padrão (ΔH°)
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:
| X + Y → Z | ΔH1 |
| Z + W → A + K | ΔH2 |
| K → Y + B | ΔH3 |
| X + W → A + B | ΔH4 |
| ΔH = ∑ ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ΔH4 ... | |
Entalpia de Ligação
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.
Entalpia de Formação (ΔH°f)
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:
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
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.
Referências:
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/