Entalpia: como é calculada, tipos, exemplos - Ciência - 2023

Contente

o entalpia É uma propriedade termodinâmica cuja variação, em condições de temperatura e pressão constantes, determina a energia térmica de uma substância ou sistema associado a uma reação química ou processo físico. Por ser uma função de estado, é representada pela letra H maiúscula, onde ΔH é sua variação.

É uma das propriedades extensivas mais fundamentais para estudar a termoquímica de muitas reações; isto é, falamos do desprendimento ou absorção de calor entre o meio de reação e seus arredores. Assim, dizemos que uma reação é exotérmica se seu ΔH for negativo (ΔH <0), ou endotérmica se for positiva (ΔH> 0).

O gelo, por exemplo, tem uma entalpia, H_gelo, enquanto a água também tem sua própria entalpia, H_Água. Quando o gelo derrete, ocorre uma mudança de entalpia, chamada ΔH_fus ou calor de fusão (H_Água-H_gelo) A entalpia da água é maior que a do gelo, causando o ΔH_fuspara o gelo é positivo e tem um valor de +6,01 kJ / mol.

A entalpia e sua variação são geralmente expressas em unidades de joule ou calorias. A mudança de entalpia de +6,01 kJ / mol indica que um mole de gelo deve absorver 6,01 kJ de energia térmica ou calor para derreter.

Como a entalpia é calculada?

Entalpia e sua variação

A entalpia em si é incalculável, porque depende de variáveis difíceis de medir com precisão. Uma boa comparação seria querer medir o volume total dos oceanos: sempre haverá porções dele abaixo da terra ou espalhadas entre os continentes. Por esta razão, e na prática, H não pode ser determinado; mas sim ΔH.

Para chegar a uma expressão matemática que permita o cálculo de ΔH, devemos primeiro partir da definição fundamental de entalpia:

H = U + PV

Sendo U a energia interna do sistema ou da substância em questão, e PV o trabalho pressão-volume que este sistema exerce sobre o meio para existir. Como estamos interessados em calcular ΔH e não H, temos:

ΔH = ΔU + Δ (PV)

Se a pressão for constante, a equação será:

ΔH = ΔU + PΔV

Por outro lado, sabemos que:

ΔU = o que + w

Ser o que calor e trabalho. Substituindo, temos:

ΔH = o que + w + PΔV

Mas também, sabemos que:

w = - PΔV

E, por conseguinte:

ΔH = o que - PΔV + PΔV

ΔH = o que

Ou seja, o ΔH para uma reação ou processo, realizado sob pressão constante, será igual ao calor o que gerado ou absorvido.

Mudanças de entalpia de reações

A suposição de que a pressão permanece constante é possível se a reação ocorrer sob a atmosfera terrestre. Por exemplo, o gelo de paisagens de inverno derrete sem sofrer nenhuma pressão diferente da da nossa atmosfera. Por outro lado, também se aplica a reações em meios líquidos ou que não produzam grandes quantidades de gases.

Essas reações absorvem ou liberam calor o que igual a ΔH, que por sua vez, é a diferença de entalpias entre produtos e reagentes:

ΔH = H_produtos - H_Reagentes

Tipos de entalpia

É prática comum falar de ΔH e H como se fossem iguais: os dois são chamados de entalpias. No entanto, quando se trata de tipos, H é único para cada substância ou sistema; enquanto ΔH, por outro lado, está sujeito à natureza da reação ou do próprio processo.

Nesse sentido, primeiro temos variações de entalpia positivas (ΔH> 0) ou negativas (ΔH <0); Alguns correspondem a processos ou reações endotérmicas (os arredores são resfriados), enquanto os últimos têm a ver com processos ou reações exotérmicas (os arredores são aquecidos).

O sinal '+' ou '-' que acompanha ΔH, portanto, nos diz se há liberação ou absorção de calor em uma determinada reação ou processo; que têm suas características ΔH, como parte de suas propriedades termoquímicas.

Portanto, temos uma infinidade de tipos de entalpias, que podem ser classificadas de acordo com processos físicos ou reações químicas.

Processos físicos

Entalpia de mudança de fase

As substâncias precisam absorver ou liberar calor para passar de um estado ou fase do material (sólido, líquido ou gasoso) para outro. Por exemplo, o gelo absorve calor para derreter, então a entalpia para esta mudança de fase corresponde à do derretimento, ΔH_fus, também chamado de calor latente de fusão.

Entalpia de solução ou mistura

As substâncias quando dissolvidas ou misturadas em um meio solvente podem absorver ou liberar calor, portanto, tendo uma entalpia ΔH_disou ΔH_Mistura.

Reações químicas

Entalpia de formação

É o calor associado, ΔHº_F, para a formação de um composto, especificamente um mol do mesmo, a partir de seus elementos constituintes sob condições padrão de pressão e temperatura (T = 298,15 K e P = 1 atm).

Entalpia de decomposição

É o calor associado, ΔH_des, à degradação de um composto em substâncias menores e mais simples. Geralmente é positivo, pois o calor é necessário para quebrar as ligações das moléculas.

Entalpia de hidrogenação

É o calor associado, ΔH_h, à adição de uma molécula de hidrogênio a um composto, geralmente um hidrocarboneto.

Entalpia de combustão

É o calor liberado, ΔH_pente, quando uma substância queima reagindo com o oxigênio. É negativo, pois o calor e a luz (fogo) são liberados.

Exemplos de entalpias

Por fim, serão mencionados alguns exemplos específicos de entalpias:

Combustão de metano

CH₄ + 2O₂→ CO₂ + 2H₂OU

ΔH = -890,3 kJ / mol

Ou seja, um mol de CH₄ ao queimar, libera 890,3 kJ de energia térmica.

Hidrogenação de etileno

CH₂= CH₂ + H₂ → CH₃CH₃

ΔH = -136 kJ / mol

Um mol de etileno libera 136 kJ de calor quando hidrogenado em etano.

Dissolução de sal na água

O sal de cozinha, NaCl, se dissolve na água para separar os íons Na⁺ e Cl^– de redes cristalinas e cerque-se (hidrate-se) com moléculas de água:

NaCl (s) → Na⁺(ac) + Cl^–(ac)

ΔH = +3,87 kJ / mol

Em outras palavras, a dissolução do sal na água deve, conseqüentemente, resfriar o vidro ou recipiente. No entanto, a quantidade de calor absorvida é muito pequena, de modo que nossas mãos dificilmente sentirão uma ligeira mudança na temperatura.

Dissolução de clorato de potássio em água

Por outro lado, clorato de potássio, KClO₃, tem um ΔH_dis muito positivo:

KClO₃(s) → K⁺(ac) + ClO₃^–(ac)

ΔH = +41,38 kJ / mol

O que significa que para se dissolver na água, ele absorve muito calor. E, portanto, o recipiente esfriará perceptivelmente, e veremos que o vapor da água circundante umedecerá sua superfície externa.

Referências

Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning.
Wikipedia. (2020). Entalpia. Recuperado de: en.wikipedia.org
Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (28 de agosto de 2020). Definição de Entalpia em Química e Física. Recuperado de: Thoughtco.com
Andrew Rader Studios. (2015). Energia e entalpia. Recuperado de: physics4kids.com
Kiddle. (2020). Fatos sobre entalpia para crianças. Recuperado de: fatos.kiddle.co
Admin. (21 de dezembro de 2010). Entalpia. Recuperado de: quimicaorganicaexplicada.com
Maria Estela Raffino. (11 de julho de 2020). Conceito de entalpia. Recuperado de: concept.de