O que é entalpia?

O entalpia é a medida da quantidade de energia contida num corpo (sistema) que tem um volume, é submetido à pressão e pode ser trocado com o ambiente. É representado pela letra H. A unidade física associada a ele é o mês de 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.

Índice

• 1 Qual é a entalpia da formação?
  • 1.1 Exemplo
  • 1.2 Reações exotérmicas e endotérmicas
• 2 exercícios para calcular a entalpia
  • 2.1 Exercício 1
  • 2.2 Exercício 2
  • 2.3 Exercício 3
• 3 referências

Qual é a entalpia da formação?

É absorvido ou libertado por um sistema de calor quando uma mole de um produto de uma substância, é produzida a partir dos seus elementos, no seu estado normal de agregação; sólido, líquido, gasoso, dissolução ou em seu estado alotrópico mais estável.

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

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 mol de composto produzido, então a reação deve ser ajustada, se possível, com coeficientes fracionários, como visto no exemplo anterior.

Reações exotérmicas e endotérmicas

Num processo químico, a entalpia de formação pode ser positiva ΔH> 0 se a reação for endotérmica, o que significa que 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 ser balanceada de maneira molar. A fim de que a "Lei da conservação da matéria" está cumprido, ele também deve conter informações sobre o estado físico dos reagentes e produtos, o que é conhecido como estado 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, 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:

ΔH ° rxn = c ΔH ° f C (a ΔH ° f A + b ΔH ° f B)

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

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

ΔHrxn = 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 de 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

ÔH ° rxn = 2 mol (Sh ° F NO2) - (2 mol Sh ° F NO + O2 a 1 mol Sh ° F)

Na mesa da secção anterior, podemos observar que a entalpia de formação para o oxigénio é 0 KJ / mol, porque o oxigénio é um composto puro.

ÔH ° rxn = 2 mol (33.18KJ / mol) - (2 mol 90,25 kJ / mol a 1 mol + 0)

ΔH ° rxn = -114,14 KJ

Outra maneira de calcular a entalpia de reação em um sistema químico é através da HESS LAW, 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) AH ° f = - 311,42 KJ / mol

Ou também pode acontecer em dois estágios:

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

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

Adicionando algebricamente as duas equações, temos:

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

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

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

Exercício 3

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

Calcular a entalpia de oxidação de etanol para dar como produto de ácido acético e água, sabendo que na combustão de 10 gramas de etanol são libertados 300 KJ de energia e a combustão de 10 gramas de ácido acético são libertados 140 KJ de energia.

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

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3 H2O (l) ΔH1 = -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.

ΔH1 = -300 KJ (46 g) etanol = - 1380 KJ / mol

10 g de etanol 1mol etanol

O mesmo é feito para o ácido acético:

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

ΔH2 = -140 KJ (60 g de ácido acético) = - 840 KJ / mol

10 g de ácido acético 1 mole de ácido acético.

Nas reacções acima combustões de etanol e ácido acético são descritos, por isso é necessário para escrever o problema fórmula é a oxidação de etanol para a produção de água em ácido acético.

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

CH3CH2OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l) HH3 =?

Aplicação da lei de Hess

Para isso, multiplicamos as equações termodinâmicas por coeficiente numérico para torná-las algébricas e para 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 maneira que o ácido acético que é tão reativo possa se tornar o produto

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O (l) ΔH1 = -1380 kJ / mol.

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

CH3CH3OH + 3O2 -2O2 - CH3COOH 2CO2 + 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

ΔH3 = -540 KJ / mol.

No exercício anterior, o etanol apresenta duas reações, combustão e oxidação.

Em cada reação de combustão há formação de CO2 e H2O, enquanto que na oxidação de um álcool primário como o etanol há formação de ácido acético

Referências

1. Cedrón, Juan Carlos, Victoria Landa e Juana Robles (2011). Química Geral Material de ensino Lima: Pontifícia Universidade Católica do Peru.
2. Química Libretextos. Termoquímica Retirado de hem.libretexts.org.
3. Levine, I. Physicochemistry. vol.2.