Entalpia

Entalpia

1. Energia de ligação

   • À quantidade de energia envolvida no rompimento de 1 mol de ligações químicas entre átomos numa temperatura de 25°C e pressão de 1 atmosfera damos o nome de entalpia de ligação ou energia de ligação.
     • Existem alguns fatores de influenciam o valor da variação de entalpia de um modo geral, tais como:
       • Estado físico dos reagentes e dos produtos: a entalpia de substâncias no estado gasoso é maior que no estado líquido, que por sua vez, é maior que no estado sólido. Forma alotrópica dos reagentes e dos produtos: a forma alotrópica mais estável de um elemento é sempre a de menor variação de entalpia. Temperatura: a variação da entalpia é muito sensível à temperatura em que ocorreu a reação, devido à intensidade de agitação das partículas. Reagentes e produtos: a quantidade de reagentes e produtos que participam de uma reação é proporcional à quantidade de calor envolvida nessa reação.
   • A quebra das ligações dos reagentes é sempre um processo endotérmico, ou seja, necessita de calor para que aconteça. Já o rearranjo dos átomos para formar novas moléculas é um processo exotérmico, libera energia. Portanto, o cálculo da variação de entalpia (ΔH) é dado pela diferença de energia liberada na formação das ligações dos produtos pela energia absorvida no rompimento das ligações dos reagentes. Observe:
     • H2 + Cl2 --> 2HCl
       • Nessa reação, uma molécula de gás hidrogênio e uma de gás cloro são quebradas entre si e unidas depois para formar o ácido clorídrico. Através de experiências em laboratório determinou-se que a entalpia de ligação do hidrogênio (H-H) é de 104 kcal/mol, do cloro (Cl-Cl) é 58 kcal/mol e do ácido clorídrico (H-Cl) é de -103 kcal/mol. O cálculo é expresso assim:
         • ΔH = 2 HCl – (H2 + Cl2)
           • ΔH = 2 * (-103) - (-104 + (-58))
             • ΔH = - 206 + 162
               • ΔH = - 44 kcal/mol
             • Observe que o sinal do calor de formação do H2 e Cl2 foram invertidos, pois não houve formação dessas moléculas, e sim, sua quebra.

2. Lei de Hess

   • A lei de Hess foi criada pelo químico suíço Germain H. Hess (1802-1850), que é considerado um dos fundadores da Termoquímica. Sua lei dizia o seguinte:
     • Ou seja, o ΔH depende somente dos valores das entalpias dos reagentes e dos produtos, conforme a expressão:
       • ΔH = ΔHreagentes + ΔHprodutos
         • Por exemplo, consideremos a reação em que 1 mol de água (H2O) é transformado em água no estado gasoso. Essa reação é realizada duas vezes; porém, optou-se por caminhos diferentes:
           • (1º) Foi realizada em uma única etapa:
           • (2º) Foi realizada em duas etapas:
             • 1ª etapa: H2O(l) → H2(g) + ½ O2 (g) ΔH= +286 kJ 2ª etapa: H2(g) + ½ O2 (g) → H2O(v) ΔH= -242 kJ H2O(l) → H2O(v) ΔH= +44 kJ
           • Observe que independentemente de ter-se realizado uma ou duas etapas, a variação da entalpia (ΔH) é sempre igual a 44 kJ. Isso ocorre por que o ΔH é a soma algébrica dos valores de ΔH das etapas que compõem o processo, ou seja, dos processos intermediários:
             • ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ...

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