Entalpia: Fenômenos Químicos

Teoria Completa

Reações endotérmicas e exotérmicas

Essa classificação tem a ver com o calor envolvido na reação! Mas se acalma, que é só uma classificação mesmo. Vem comigo 😊

Vamos pegar um exemplo de reação:

Z n ( s ) + I 2 ( s ) → Z n I 2 ( s )

Essa reação, se feita à pressão constante, libera 208 KJ de calor para o meio. Ou seja, a entalpia do sistema diminui 208 KJ! Podemos escrever, então, que:

Δ H = - 208   K J

Uma reação que libera calor para o meio, ou seja, que tem Δ H < 0 é uma reação exotérmica!

A reação que faz o contrário, ou seja, retira calor do meio, ganhando calor, tem uma variação de entalpia positiva, já que sua entalpia aumenta.

Esse tipo de reação, com Δ H > 0 é chamada reação endotérmica!

Ou seja...

Entalpia de reação

Cada reação química tem uma energia envolvida, a entalpia de reação, representada por Δ H ! Essa energia representa o fluxo de calor necessário para que a reação ocorra. E o sinal de Δ H nos diz se esse calor é retirado ou cedido para o meio, ou seja, se a reação é endo ou exotérmica.

Antes de mais nada, vamos considerar algumas coisas:

  • O Δ H   de reação quase sempre é expresso depois dos produtos, ao final da reação:
  • C s + O 2 g → C O 2 g               Δ H = - 394   K J

  • A entalpia de reação, assim como o Δ H t r a n s f o r m a ç ã o   d e   f a s e , depende da quantidade de reagente envolvida!
  • Por exemplo, na reação:

    C H 4 + 2 O 2 → C O 2 + 2 H 2 O                   Δ H = - 890   K J

    A entalpia de reação é a entalpia necessária para que 1 mol de C H 4 reaja com 2   mols de O 2 . Se essa quantidade dobrar, por exemplo, o Δ H também dobra!

    2 C H 4 + 4 O 2 → 2 C O 2 + 4 H 2 O                   Δ H = - 1780   K J

  • Se a gente inverter a equação, a gente inverte o sinal do Δ H ! Ou seja,

C O 2 + 2 H 2 O →   C H 4 + 2 O 2                   Δ H = + 890   K J

Podemos definir que

Δ H s e n t i d o   d i r e t o = - Δ H s e n t i d o   i n v e r s o

Entalpia padrão de reação

A entalpia de reação depende de algumas condições, como a pressão! O estado padrão de uma substância nada mais é que a substância em sua forma pura em 1 bar (e normalmente a 298   K )! Por exemplo: gelo no estado padrão é gelo puro sob 1 bar, água no estado padrão é água pura sob 1 bar...

A gente representa a entalpia padrão de reação por Δ H o !

Ou seja, quando você ver Δ H o só quer dizer que são as substâncias puras em pressão de 1 bar que estão reagindo!

Equações em várias etapas: lei de Hess

A gente já viu que a entalpia é uma função de estado, ou seja: só depende do estado final e inicial, né? Em reações que tem muitas etapas, calculamos o Δ H   de reação a partir da lei de Hess, que diz:

A entalpia total da reação é a soma das entalpias em que a reação pode ser dividida.

Vamos ver um exemplo!

A reação:

C H 4 ( g ) + 2 O 2 ( g ) → C O 2 ( g ) + 2 H 2 O ( l )             Δ H = - 890   K J

Pode ser escrita em duas etapas:

C H 4 ( g ) + 2 O 2 ( g ) → C O 2 ( g ) + 2 H 2 O ( g )             Δ H = - 802   K J

2 H 2 O g → 2 H 2 O l               Δ H = - 88   K J

Se somarmos as duas equações, e seus Δ H :

C H 4 ( g ) + 2 O 2 ( g ) → C O 2 ( g ) + 2 H 2 O ( l )             Δ H = - 890   K J

Voltamos à primeira reação.

Vale reparar aqui que quando somamos as duas etapas, a H 2 O ( g ) , que é um intermediário da reação, some da reação global! Isso porque seria redundante escrever ela dos dois lados da equação, então é como se a gente “subtraísse” 2   H 2 O ( g ) de cada um dos lados da equação!

Quando somamos as 2 etapas, achamos a primeira equação! Ou seja, o

Δ H r e a ç ã o   g l o b a l   = Δ H 1 a e t a p a   + Δ H 2 a e t a p a + Δ H 3 a   e t a p a + …

Entalpia de formação

Além de somar as entalpias das etapas, outro jeito de calcular a entalpia de uma reação é à partir da entalpia padrão de formação dos reagentes, representada por Δ H f o !

Vamos ver um exemplo:

2 C ( g r a f ) + 3 H 2 ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) → C 2 H 5 O H ( l )         Δ H o = - 277,69   K J

A Δ H f o   do   C 2 H 5 O H ( l )   é - 277,69   K J / m o l (já que é formado 1 mol de C 2 H 5 O H ( l ) )!

A entalpia de formação de uma substância pode ser definida como a entalpia de uma reação que forma 1 mol da substância a partir de seus elementos na sua forma mais estável!

E como a gente sabe se os elementos estão na forma mais estável deles?

Isso vem com a prática, mas a forma mais estável de um componente é a forma que ele aparece com maior frequência na natureza! Por exemplo: a forma mais estável do carbono é o grafite, e não o diamante; a forma mais estável do oxigênio é o O 2 , e não o O 3 ...

A Δ H f de um elemento na sua forma mais estável é zero!

E como a gente usa as entalpias de formação para calcular a entalpia da reação?

Δ H r e a ç ã o = ∑ n Δ H f p r o d u t o s -   ∑ n Δ H f ( r e a g e n t e s )

Onde n   são os coeficientes estequiométricos de cada componente.

Ou seja, a gente calcula as entalpias de formação dos produtos e subtrai a dos reagentes!

Entalpia de ligação

Os átomos se ligam com o intuito de se estabilizar, não é? Se pensarmos em uma reação do tipo:

H 2 ( g ) → 2 H ( g )           Δ H o = + 436   K J

Vemos que, para separar a ligação entre os dois H s da molécula de H 2 , é necessário ceder energia para o sistema!

Isso porque estamos pegando os dois átomos (que se juntaram para se estabilizar) e desestabilizando eles de novo ahah O que você tem que lembrar dessa história é que para quebrar ligações, precisamos ceder calor ao sistema!

Já para formar ligações, o sistema vai liberar calor, ou seja:

2 H ( g ) → H 2 ( g )               Δ H o = - 436   K J    

Ou seja: a formação de ligações vai ser sempre exotérmica ( Δ H < 0 ) e a quebra das ligações, sempre endotérmica ( Δ H > 0 ) !

Para calcular o Δ H de uma reação em que ligações são quebradas nos reagentes e formadas no produto, fazemos:

Δ H = H f i n a l - H i n i c i a l = H p r o d u t o s - H r e a g e n t e s

Poréeem, como a entalpia das ligações dos produtos vai ser negativa (já que são ligações formadas e, portanto, exotérmicas) e a dos reagentes positivas, podemos escrever:

Δ H r e a ç ã o = H l i g a ç õ e s   q u e b r a d a s   - H l i g a ç õ e s   f o r m a d a s

Recapitulando...

Nós temos 3 formas de calcular a entalpia de uma reação:

1. Pela entalpia de formação de seus reagentes e produtos:

Δ H r e a ç ã o = ∑ n Δ H f p r o d u t o s -   ∑ n Δ H f ( r e a g e n t e s )

E temos que lembrar que a entalpia de formação de substâncias puras em sua forma mais estável é sempre 0!

2. Pela entalpia de ligação das ligações formadas e quebradas pela reação:

Δ H r e a ç ã o = H l i g a ç õ e s   q u e b r a d a s - H l i g a ç õ e s   f o r m a d a s

3. Se ela tiver muitas etapas, somamos as entalpias de cada uma das etapas! (Lei de Hess):

Δ H r e a ç ã o   g l o b a l   = Δ H e t a p a   1 + Δ H e t a p a   2 + Δ H e t a p a   3 …

Vamos fazer uns exercícios pra aplicar esse mooonte de coisa? 😊

Expandir

Exercício Resolvido #1

BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed.Prentice-Hall, 2005, Exercício 5.33

Considere a seguinte reação:

2   M g s + O 2 g → 2   M g O   s         ∆ H = - 1204 k J

a) A reação é endotérmica ou exotérmica?

b) Calcule a quantidade de calor transferida quando 2,4g de Mg(s) reagem a pressão constante.

c) Quantos gramas de MgO são produzidos durante uma variação de entalpia de 96 k J ?

d) Quantos k J de calor são absorvidos quando 7,50   g   d e   M g O ( s ) se decompõem em M g s   e   O 2 ( g ) a pressão constante?

MOSTRAR SOLUÇÃO COMPLETA

Passo 1

a) Como o ∆ H r e a ç ã o < 0 , podemos concluir que a reação é exotérmica e libera calor pro ambiente!

Passo 2

b) A proporção entre M g s   e   ∆ H (calor envolvido) é:

2   m o l   M g s - 1204 k J

Como a massa molar do M g é 24g...

48 g   d e   M g ( s ) - 1204 k J

2,4 g   d e   M g s - x

x = 60,2 k J

A quantidade de calor transferida quando 2,4g de Mg(s) reagem é, portanto, 60,2 kJ.

Passo 3

c) A relação entre calor envolvido na reação e MgO é:

2 M g O s - 1204 k J

Como a massa molar de MgO (s) é 40g, podemos escrever essa relação como:

80 g   d e   M g O s   p r o d u z i d o s - 1204 k J

x   - 96 k J

x = 6,38 g

Ou seja, 6,38g de MgO(s) são produzidos com 96kJ de calor trocado.

Passo 4

d) Se queremos saber a entalpia de decomposição do MgO(s), precisamos pegar a reação no sentido inverso:

2   M g O   s   →   2   M g s + O 2 g               ∆ H = + 1204 k J