O que é entalpia?

A entalpia é a medida da quantidade de energia contida em um corpo (sistema) que tem volume, está sob pressão e pode ser intercambiada com seu ambiente. É representado pela letra H. A unidade física associada a ele é o julho (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, as condições finais e iniciais da variável que será estudada no sistema podem ser dadas.

Qual é a entalpia da formação?

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

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

É denotado como ΔH ° f. De esta maneira:

ΔH ° f = final H - inicial H

Δ: Letra grega que simboliza a mudança ou variação na energia de um estado final e inicial. O subscrito f, significa a formação do composto e as condições sobrescritas ou 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 mole de água líquida.

Deve-se notar que as entalpias de formação de acordo com a definição são para 1 mole 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 positiva ΔH> 0 se a reação for endotérmica, ou seja, absorve calor do meio ou negativo ΔH <0 se a reação for exotérmica com emissão de calor do sistema.

Reação exotérmica

Os reagentes têm mais energia que os produtos.

ΔH ° f <0

Reação endotérmica

Os reagentes têm menor energia que os produtos.

ΔH ° f> 0

Para escrever corretamente uma equação química, ela deve estar balanceada de maneira molar. A fim de cumprir com a "Lei da conservação da matéria", também deve conter informações sobre o estado físico dos reagentes e produtos, o que é conhecido como status de agregação.

Também deve-se ter em mente que substâncias puras têm uma entalpia de formação de zero a condições padrão e em sua forma mais estável.

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

ΔH ° rxn = ΔH ° f

Tendo em conta o acima exposto, temos que:

ΔH ° rxn = Σnproductos Hivectivos Σnreactivos Hreactivos

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:

H ° ° = = = c H H H H H (((((° A + + + + + + +)

Assumindo que: a = 2 mol, b = 1 mol ec = 2 mol.

OH (f) = 300 KJ / mole, AH ° f (B) = -100 KJ / mole, AH ° f (C) = -30 KJ. Calcular ΔH ° rxn

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

ΔH ° rxn = -560KJ.

Corresponde então a uma reação exotérmica.

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

Exercícios para calcular a entalpia

Exercício 1

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

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

Usando a equação para a entalpia da reação, temos:

ΔH ° rxn = Σnproductos Hivectivos Σnreactivos Hreactivos

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 de oxigênio é 0 KJ / mol, porque o oxigênio é um composto puro.

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

ΔH ° rxn = -114, 14 KJ

Outra maneira de calcular a entalpia de reação em um sistema químico é através da LEI DE HESS, proposta pelo químico suíço Germain Henri Hess no ano de 1840.

A lei diz: "A energia absorvida ou emitida em um processo químico no qual os reagentes se tornam produtos é a mesma se for realizada em um estágio ou em vários".

Exercício 2

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

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

Ou também pode ocorrer em dois estágios:

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

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

Adicionando as duas equações algebricamente, temos:

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

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

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

Exercício 3

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

Calcular a entalpia de oxidação do etanol, para dar ácido acético e água como produtos, sabendo que na combustão de 10 gramas de etanol, 300 KJ de energia é liberada e na combustão de 10 gramas de ácido acético, 140 KJ de energia é liberada.

Como pode ser visto na declaração do problema, apenas dados numéricos aparecem, mas reações químicas não aparecem, então é necessário escrevê-las.

CH 3 CH 2 OH (1) + 3O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (1)? H 1 = -1380 KJ / mol.

O valor da entalpia negativa é escrito porque o problema diz que há liberação de energia. Você também tem que considerar que eles são 10 gramas de etanol, então você tem que calcular a energia para cada mole de etanol. Para isso, o seguinte é feito:

O peso molar do etanol (soma dos pesos atômicos), valor igual a 46 g / mol, é procurado.

Δ H1 = -300 KJ (46 g) etanol = - 1380 KJ / mol

10 g de etanol 1mol etanol

O mesmo é feito para o ácido acético:

CH 3 COOH (l) + 2O 2 (g) 2CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) ΔH 2 = -840 KJ / mol

Δ H2 = -140 KJ (60 g de ácido acético) = - 840 KJ / mol

10 g de ácido acético 1 mol ácido acético.

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

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

CH 3 CH 2 OH (l) + O 2 (g) CH 3 COOH (l) + H 2 O (l)? H 3 =?

Aplicação da Lei de Hess

Para isso, multiplicamos as equações termodinâmicas por coeficiente numérico para torná-las algébricas e 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 do lado dos reagentes, conforme indicado pela equação do problema.

A segunda equação é necessária para multiplicá-la pelo coeficiente -1 de tal forma que o ácido acético que é tão reativo possa se tornar o produto

CH 3 CH 2 OH (1) + 3O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 3H 2 O (1)? H 1 = -1380 KJ / mol.

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

CH3CH3OH + 3O2-2O2 - CH3COOH2CO2 + 3H2O-2CO2

-2H2O

Eles são adicionados algebricamente e esse 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 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