Entalpia: exemplos resolvidos envolvem o cálculo da variação de energia de uma reação química, representada por ΔH. Para resolvê-los, é necessário identificar a equação química, observar as proporções em mol e interpretar corretamente o sinal do resultado: ΔH negativo indica liberação de calor, enquanto ΔH positivo indica absorção de calor.
O que é entalpia?
A entalpia, simbolizada por H, é uma grandeza usada na Termoquímica para estudar as trocas de energia que ocorrem em transformações físicas e químicas. Em termos formais, ela está relacionada à energia interna do sistema e ao produto entre pressão e volume. Porém, no ensino médio, o mais importante é compreender a variação de entalpia, ou ΔH.
Em geral, não se determina a entalpia absoluta de uma substância. O que se mede ou calcula é a diferença entre o estado final e o estado inicial de um processo:
ΔH = H dos produtos − H dos reagentes
Em reações realizadas a pressão constante, situação comum em recipientes abertos, a variação de entalpia corresponde ao calor trocado pelo sistema. Assim, a análise de ΔH informa se uma reação fornece energia ao ambiente ou se precisa receber energia para ocorrer.
A entalpia é uma função de estado. Isso significa que seu valor depende apenas dos estados inicial e final do sistema, e não do caminho adotado entre eles. Essa característica é a base da lei de Hess, muito usada em cálculos indiretos.
ΔH e a classificação das reações
O sinal de ΔH permite classificar uma transformação quanto à transferência de calor. Uma reação exotérmica libera calor: os produtos apresentam entalpia menor que os reagentes. Já uma reação endotérmica absorve calor: os produtos têm entalpia maior.
| Tipo de processo | Sinal de ΔH | Fluxo de calor | Exemplo geral |
|---|---|---|---|
| Exotérmico | ΔH < 0 | Do sistema para o ambiente | Combustão |
| Endotérmico | ΔH > 0 | Do ambiente para o sistema | Decomposição térmica |
As unidades mais frequentes são quilojoule por mol, escritas como kJ/mol. Quando uma equação informa ΔH = −890 kJ, esse valor se refere às quantidades de substâncias mostradas na equação balanceada. Se os coeficientes forem multiplicados por 2, por exemplo, o valor de ΔH também deverá ser multiplicado por 2.
Outro cuidado é o estado físico. Água líquida e vapor de água possuem entalpias diferentes. Portanto, H2O(l) e H2O(g) não podem ser tratados como a mesma substância em um cálculo termoquímico.
Como calcular a variação de entalpia
Há diferentes maneiras de obter ΔH. A escolha depende das informações fornecidas no exercício. Em questões de vestibulares, são comuns o uso de dados de entalpia de formação, a lei de Hess e resultados de calorimetria.
Entalpia padrão de formação
A entalpia padrão de formação, ΔHf°, é a variação de entalpia associada à formação de 1 mol de uma substância a partir de seus elementos em seus estados padrão. Por convenção, elementos simples em seu estado padrão apresentam ΔHf° igual a zero, como O2(g), H2(g) e C(grafite).
Quando a tabela fornece esses valores, aplica-se a expressão:
ΔH° da reação = soma de ΔHf° dos produtos − soma de ΔHf° dos reagentes
Os valores devem ser multiplicados pelos respectivos coeficientes estequiométricos. Não basta somar os números da tabela sem considerar a equação balanceada.
Calorimetria
Em experiências, o calor recebido ou perdido por uma substância pode ser calculado por q = m · c · ΔT, em que m é a massa, c é o calor específico e ΔT é a variação de temperatura. Se a água do calorímetro se aquece, ela recebeu calor; consequentemente, a reação perdeu calor.
Passo a passo para resolver exercícios
Uma organização cuidadosa reduz erros de sinal, unidade e proporção. Antes de substituir valores em fórmulas, examine o que a equação química realmente representa.
- Balanceie a equação ou verifique se ela já está balanceada.
- Identifique o método: dado direto de ΔH, entalpias de formação, lei de Hess ou calorimetria.
- Registre os estados físicos das substâncias, quando informados.
- Aplique os coeficientes estequiométricos aos valores em kJ/mol.
- Confira o sinal final e interprete se o processo é exotérmico ou endotérmico.
- Ajuste a quantidade de matéria se a pergunta envolver uma massa ou número de mol diferente do indicado na equação.
É importante separar duas situações. Se o enunciado apresenta o ΔH de uma reação, faz-se geralmente uma regra de três com os mol envolvidos. Se apresenta uma tabela de ΔHf°, é preciso calcular inicialmente o ΔH da equação completa.
Exemplos resolvidos de entalpia
1. Combustão do metano
Considere a reação: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l), com ΔH = −890 kJ. Isso significa que a combustão de 1 mol de metano libera 890 kJ. Para 0,50 mol de CH4, o cálculo é:
q = 0,50 × (−890 kJ) = −445 kJ.
O sinal negativo mostra que 445 kJ são transferidos do sistema para o ambiente. A reação é exotérmica.
2. Cálculo com entalpias de formação
Calcule o ΔH° da combustão do etanol: C2H5OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l). Dados: ΔHf° do CO2 = −393,5 kJ/mol; da H2O(l) = −285,8 kJ/mol; do C2H5OH(l) = −277,7 kJ/mol; e do O2 = 0.
Produtos: 2 × (−393,5) + 3 × (−285,8) = −1.644,4 kJ. Reagentes: 1 × (−277,7) + 3 × 0 = −277,7 kJ. Logo, ΔH° = −1.644,4 − (−277,7) = −1.366,7 kJ/mol.
A combustão de 1 mol de etanol, conforme a equação, libera 1.366,7 kJ.
3. Exemplo com calorimetria
Uma reação aquece 200 g de água de 20 °C para 25 °C. Considere c da água = 4,18 J/g °C e que reagiram 0,100 mol de reagente. Primeiro, calcula-se o calor absorvido pela água: q = 200 × 4,18 × 5 = 4.180 J, ou 4,18 kJ.
Como a água recebeu calor, a reação liberou esse mesmo valor: q da reação = −4,18 kJ. Por mol, ΔH = −4,18/0,100 = −41,8 kJ/mol. A reação é exotérmica.
Entalpia e lei de Hess
A lei de Hess afirma que o ΔH de uma reação depende somente dos reagentes e produtos finais. Por isso, uma reação pode ser obtida pela soma algébrica de outras reações conhecidas. Ao modificar uma equação, siga as mesmas regras para o valor de ΔH:
- ao inverter a equação, inverta o sinal de ΔH;
- ao multiplicar os coeficientes por um número, multiplique ΔH pelo mesmo número;
- ao somar equações, some também os respectivos valores de ΔH.
Exemplo: deseja-se determinar o ΔH de CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g). São dadas as reações C(grafite) + O2(g) → CO2(g), ΔH = −393,5 kJ, e C(grafite) + 1/2 O2(g) → CO(g), ΔH = −110,5 kJ.
Inverte-se a segunda reação: CO(g) → C(grafite) + 1/2 O2(g), com ΔH = +110,5 kJ. Ao somá-la à primeira, o carbono se cancela e resulta a reação desejada. Portanto, ΔH = −393,5 + 110,5 = −283,0 kJ.
Pontos de revisão
Em exercícios de entalpia, o sinal é tão relevante quanto o valor numérico. ΔH negativo caracteriza liberação de calor; ΔH positivo, absorção. Sempre relacione o resultado à equação balanceada e à quantidade de matéria indicada.
Também vale lembrar que entalpias de formação são usadas pela diferença entre produtos e reagentes, enquanto a lei de Hess exige ajustar as equações antes de somar seus ΔH. Por fim, em problemas de calorimetria, o calor absorvido pela água tem sinal oposto ao calor da reação.
Regra essencial: alterou a equação química? Altere ΔH na mesma proporção. Inverteu a equação? Inverta o sinal de ΔH.
