Entalpia, variação de entalpia e calor de reação

Entender química envolve não apenas observar como as substâncias reagem, mas também compreender as mudanças de energia envolvidas. Quando as substâncias sofrem reações químicas, o calor é absorvido do ambiente ou liberado no ambiente. Isso nos leva a um conceito importante na termodinâmica chamado entalpia. Nesta explicação detalhada, entenderemos entalpia, variações de entalpia e calor de reação de uma forma detalhada que é fácil de entender.

O que é entalpia?

A entalpia (símbolo: H) é a medida da energia total de um sistema termodinâmico. Inclui energia interna, que é a energia necessária para criar o sistema, e a energia necessária para abrir espaço para ele, deslocando seu ambiente e estabelecendo seu volume e pressão. Em termos simples, a entalpia está relacionada à energia térmica nas reações químicas que ocorrem a pressão constante.

 H = U + PV 

Na fórmula acima, H representa a entalpia, U é a energia interna, P representa a pressão, e V é o volume. A própria entalpia não é tão interessante; ela fornece informações valiosas sobre a mudança de entalpia durante a reação.

Variação de entalpia

A variação de entalpia, expressa como ΔH, é a diferença de entalpia entre os produtos e reagentes de uma reação química. É importante para prever se uma reação vai absorver ou liberar calor. As variações de entalpia podem ser classificadas em dois tipos:

• Reações exotérmicas: Essas reações liberam calor para o ambiente. Para reações exotérmicas, a variação de entalpia é negativa ( ΔH < 0 ).
• Reações endotérmicas: Essas reações absorvem calor do ambiente. Para reações endotérmicas, a variação de entalpia é positiva ( ΔH > 0 ).

Vamos explorar esse conceito com um exemplo:

A + B → C + calor (reação exotérmica)
Calor + A + B → C (reação endotérmica)
    

Em uma reação exotérmica, o calor é produzido e liberado, então ΔH é negativo. Em contraste, uma reação endotérmica requer calor para prosseguir, o que significa que ΔH é positivo.

Compreendendo o calor de reação

O calor de reação, também chamado de variação de entalpia da reação, é a variação de entalpia quando ocorre uma reação. Geralmente é medido em condições padrão, representadas como ΔH°, onde o sinal de grau indica condições padrão. O calor de reação fornece informações úteis sobre as mudanças de energia em uma reação.

Entalpia padrão de formação

Esta é a variação de entalpia quando um mol de um composto é formado a partir de seus elementos em seus estados padrão. A fórmula é expressa como:

 ΔH°f 

Por exemplo, a formação de água a partir de hidrogênio e oxigênio pode ser expressa da seguinte forma:

H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(l) ΔH°f = -285.8 kJ/mol
    

Isso mostra que quando um mol de água é formado, são liberados 285.8 kJ de energia.

Entalpia padrão de combustão

A entalpia padrão de combustão é a mudança de calor que ocorre quando um mol de uma substância reage completamente com oxigênio em condições padrão. A combustão do metano é um exemplo clássico:

CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l) ΔH°c = -890.3 kJ/mol
    

Isto representa a energia liberada pela combustão de um mol de metano.

Exemplos visuais com equações químicas e diagramas de energia

O diagrama de energia acima representa uma reação exotérmica. Ele mostra dois reagentes A + B sendo convertidos em produtos C + D com a liberação de energia. A diferença de altura entre os níveis dos reagentes e produtos representa a energia liberada, que é representada pela inclinação descendente.

Este diagrama de energia mostra uma reação endotérmica. Aqui, os reagentes absorvem energia E + F e são convertidos em produtos G + H. A inclinação ascendente indica absorção de energia e os produtos estão localizados em um nível energético mais alto.

Fatores que afetam a variação de entalpia

Muitos fatores afetam a magnitude da variação de entalpia, tais como:

1. Natureza dos reagentes e produtos: Substâncias diferentes têm diferentes energias internas, o que afeta a variação de entalpia.
2. Estado físico: O estado dos reagentes e produtos (sólido, líquido, gás) afeta a quantidade de mudança de energia.
3. Energia de ligação: As mudanças de entalpia também são afetadas pela energia necessária para quebrar ligações e a energia liberada quando novas ligações são formadas.

Para reações que envolvem quebra e formação de ligações, podemos usar a entalpia de ligação:

 ΔH = ∑(energia de ligação dos reagentes) – ∑(energia de ligação dos produtos) 

Exemplos de cálculo de entalpia

Vamos calcular a variação de entalpia para algumas reações usando esses princípios. Considere:

Reação: C(s) + O₂(g) → CO₂(g)
Dado: ΔH°f [C(s)] = 0 kJ/mol, ΔH°f [O₂(g)] = 0 kJ/mol, ΔH°f [CO₂(g)] = -393.5 kJ/mol

ΔH = ΔH°f [produtos] - ΔH°f [reagentes]
ΔH = [-393.5 kJ/mol] - [0 + 0]
ΔH = -393.5 kJ/mol
    

O resultado mostra que a reação libera 393.5 kJ/mol de energia, indicando uma reação exotérmica.

Vamos tomar outro exemplo com uma reação diferente:

Reação: N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
Dado: ΔH°f [N₂(g)] = 0 kJ/mol, ΔH°f [H₂(g)] = 0 kJ/mol, ΔH°f [NH₃(g)] = -45.9 kJ/mol

ΔH = 2(-45.9 kJ/mol) - [0 + 3(0)]
ΔH = -91.8 kJ/mol
    

Este cálculo mostra que 91.8 kJ/mol são liberados quando a amônia é formada a partir de nitrogênio e hidrogênio, novamente indicando um processo exotérmico.

Papel da Lei de Hess

A Lei de Hess é um princípio importante na termoquímica, que afirma que a variação total de entalpia de uma reação química é a mesma, independentemente do caminho pelo qual a reação ocorre. Esta lei é útil no cálculo da entalpia de reações que são difíceis de medir diretamente. Ela pode ser resumida pelo seguinte princípio:

 ΔH = ∑ΔH (etapas no caminho da reação) 

Considere o seguinte caso de preparação de dióxido de carbono a partir de grafite:

C(grafite) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH = -393.5 kJ

Agora suponha que façamos uma abordagem diferente:

C(grafite) + ½O₂(g) → CO(g) ΔH₁ = -110.5 kJ
CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g) ΔH₂ = -283.0 kJ

Aplicando a Lei de Hess:
ΔH = ΔH₁ + ΔH₂
ΔH = -110.5 kJ + (-283.0 kJ)
ΔH = -393.5 kJ
    

O resultado confirma que a variação de entalpia permanece constante, o que demonstra a Lei de Hess.

Aplicações reais da entalpia e do calor de reação

Os conceitos de entalpia e calor de reação são importantes em uma variedade de campos, incluindo:

1. Processos industriais: Controlar as transformações de energia é crítico para eficiência e economia na fabricação de produtos químicos, farmacêuticos e materiais.
2. Ciência ambiental: Compreender a energia envolvida em processos como combustão ajuda a avaliar seu impacto ambiental.
3. Ciência dos alimentos: Calcular a energia emitida ou absorvida em reações de alimentos é importante para nutrição e conservação.

Além de esclarecer essas aplicações, os insights relacionados à entalpia também orientam pesquisas em energia sustentável, como o desenvolvimento de combustíveis de alta eficiência e baixa emissão.

Conclusão

Estudando a entalpia, as mudanças de entalpia e o calor de reação, os estudantes podem entender melhor como as reações químicas transformam matéria e energia. Este entendimento fornece uma janela para insights teóricos e aplicações práticas e forma uma base para exploração adicional na química e nas ciências relacionadas.

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