Entalpia – Conteúdo de Química Para o Enem

O estudo de química se divide em muitos temas, dentre eles a Termoquímica, a parte que estuda o calor das reações químicas. Em uma reação, a quantidade de energia presente nos reagentes e nos produtos muitas vezes é diferente, o que faz dela uma reação endotérmica ou exotérmica e ainda gera um valor de variação da entalpia (ΔH), assunto deste artigo.

Entalpia consiste na máxima energia presente num sistema na forma de calor. A seguir entenderemos um pouco mais sobre esse conceito, sobre quais são os tipos de entalpia e como / quando ocorrem a absorção e a liberação de calor em uma reação.

Reações Endotérmicas e Exotérmicas

Podemos dizer que uma reação é endotérmica quando ela absorve calor e exotérmica quando libera. Quando a lenha é queimada, por exemplo, há liberação de calor porque está ocorrendo uma reação exotérmica. Já um exemplo de reação endotérmica é a dissolução do cloreto de sódio em água.

Para medir a variação da entalpia de uma reação, é necessário fazer a diferença entre a entalpia final e a entalpia inicial, ou seja, a dos produtos menos a dos reagentes. Já que estamos falando de energia, a unidade será Joule (J), no sistema internacional, ou Newton por metro quadrado (N/m²).

ΔHtotal = ΔHfinal (produtos) – ΔHinicial (reagentes)

Se uma reação absorve calor (endotérmica), quer dizer que sua quantidade de energia aumenta, ou seja, a energia dos produtos é maior do que a dos reagentes e o ΔHfinal é maior do que o ΔHinicial, o que leva a um ΔHtotal positivo. Já quando a reação libera calor (exotérmica) ocorre o contrário, o ΔHfinal é menor do que o ΔHinicial, o que leva a um ΔHtotal negativo. Essas duas situações podem ser observadas nos gráficos abaixo.

No primeiro caso, é possível observar que a reação inicia com um determinado valor de entalpia que aumenta e gera um ΔH > 0, portanto temos uma reação endotérmica e, no segundo, a reação inicia com um valor de entalpia maior do que o encontrado no final, portanto, a reação é exotérmica e o ΔH < 0.

Lei de Hess

No século XIX, o químico suíço Germain H. Hess descobriu que a variação da entalpia depende apenas do estado inicial e final das reações, ou seja, a forma como ela é realizada não interfere neste valor, o que ficou conhecido como Lei de Hess e foi muito importante para o prosseguimento dos estudos de energia de reações.

Segundo tal lei, se, por exemplo, uma reação ocorre em uma ou duas etapas, a variação da entalpia entre as substâncias iniciais e finais será a mesma, como é possível observar no exemplo abaixo. Não importa se a reação ocorre em duas etapas, primeiramente X e Y resultam e A e depois X e A em B, ou em uma única etapa, com 2X e Y resultado em B, a variação da entalpia será a mesma, no caso 50J.

se X + Y → A (ΔH = 20J) – ETAPA 1
e X + A → B (ΔH = 30J) – ETAPA 2
2X + Y → B (ΔH = 20 +30 = 50 J) – ETAPA ÚNICA

Logo, podemos afirmar que ΔH = ΔH1+ ΔH2+ ΔH3+ ΔH4+ ΔH5…

A variação da entalpia de uma reação não é a mesma sob diferentes condições. Alguns fatores influenciam na quantidade de energia, como temperatura, pressão, número de mol e estado físico.

Para fazer uma padronização em sua análise, foi criada a chamada entalpia padrão (H0) e, consequentemente, a variação da entalpia padrão (ΔH0). Para que esta possa ser calculada, a substância em análise deve estar em seu estado mais estável, a uma temperatura de 25°C e a uma pressão de 1 atm. A quantidade de calor que o sistema troca com o ambiente é denominada calor de reação. No caso em que a pressão é constante, podemos dizer que o calor de reação é igual à variação de entalpia.

Além da entalpia padrão, existem outros tipos, sendo os principais a entalpia de formação, a entalpia de combustão, a entalpia de ligação, a entalpia de neutralização e a entalpia de dissolução, sobre os quais falaremos agora.

Entalpia de Formação

A entalpia de formação, também chamada calor de formação, como o nome sugere, é a energia na forma de calor liberada ou absorvida na formação de um mol de um produto a partir de substâncias simples.

Entalpia de Combustão

Já a entalpia de combustão refere-se à energia liberada na forma de calor na combustão de um mol de uma substância na presença de oxigênio. Todas as reações de combustão liberam energia, logo, a variação da entalpia neste caso resultará em um valor negativo.

Entalpia de Ligação

A entalpia de ligação refere-se à energia absorvida ou liberada devido à quebra de ligações ou à formação destas. Quando há uma quebra de ligações, haverá uma liberação de energia, enquanto para a formação é necessária uma absorção.

Entalpia de Neutralização

Uma reação de neutralização ocorre quando um ácido reage com uma base formando um sal e água. Logo, a entalpia de neutralização refere-se à energia liberada neste processo. Assim como na combustão, todas as reações de neutralização são exotérmicas, portanto não haverá absorção de energia e o ΔH é negativo.

Entalpia de Dissolução

E a entalpia de dissolução refere-se à energia liberada ou absorvida na dissolução de um mol de uma determinada substância, de modo que a água seja suficiente para que a solução fique diluída.

Existem outros tipos de entalpia, como entalpia de mudança de estado físico, que se divide em entalpia de vaporização, fusão, liquefação e solidificação e entalpia de solução, entre outros. Entretanto, eles não são o foco dos grandes vestibulares e, entendendo os principais, é possível compreender a que se referem os outros tipos também.

Depois de compreender estes conceitos, é possível fazer os cálculos da variação da entalpia de diferentes reações, somando as reações intermediárias e seus valores de entalpia até chegar a uma equação global e um valor final de ΔH. É importante lembrar que é necessário verificar se as reações estão balanceadas e, se não estiverem, fazer o balanceamento. No próximo artigo veremos como esse balanceamento é feito e quais são as formas de calcular a variação da entalpia e um passo a passo de cada uma delas.

Até lá!!

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