Entalpia e Lei de Hess

Prévia do material em texto

entalpia 
Entalpia (H) é a quantidade de energia que se 
encontra nas substâncias e que pode ser alterada 
mediante reações químicas. Essas reações podem 
ser exotérmicas (aquelas que liberam calor) ou 
endotérmicas (aquelas que absorvem calor). 
 Variação de Entalpia 
Não é possível calcular a energia contida em uma 
substância, mas sim a variação da entalpia 
mediante as suas reações. 
Para esse cálculo foi estabelecida a entalpia 
padrão, que é igual a zero (H = 0). Nessa forma 
padrão, as substâncias podem ser comparadas 
pois se encontram a uma temperatura de 25º C 
sob a pressão atmosférica de 1atm. 
De acordo com a Lei de Hess, a variação da 
entalpia é a entalpia final (depois da reação) 
menos a entalpia inicial (antes da reação): 
ΔH = Hf – Hi 
É o mesmo que dizer que a variação da entalpia 
resulta da diferença entre a entalpia do produto 
e a entalpia do reagente. 
Esse cálculo é feito a partir da seguinte fórmula: 
ΔH = Hp – Hr 
Onde, 
ΔH = variação de entalpia 
Hp = entalpia do produto 
Hr = entalpia do reagente 
De acordo com a fórmula, a variação da entalpia 
é positiva quando a entalpia do produto é maior 
do que a entalpia do reagente. Isso indica a 
ocorrência de uma reação endotérmica, pois 
nesse caso houve absorção de calor. 
Por outro lado, a variação é negativa quando a 
entalpia maior é a entalpia do reagente, o que 
indica a ocorrência de uma reação exotérmica. As 
reações exotérmicas liberam calor. 
 Qual a Relação entre Entalpia e Entropia? 
A entropia, tal como a entalpia, é uma grandeza 
física. Enquanto a entalpia mede a energia, a 
entropia mede a desordenação das reações 
químicas. 
 Gráficos de reações exotérmicas 
Ao contrário das reações endotérmicas, as 
reações exotérmicas possuem um balanço 
negativo de energia quando se compara a entalpia 
total dos reagentes com a dos produtos. Assim, a 
variação entálpica final é negativa (produtos 
menos energéticos do que os reagentes) e indica 
que houve mais liberação de energia, na forma 
de calor, para o meio externo que absorção – 
também sob forma de calor. 
A temperatura final dos produtos é maior que a 
temperatura inicial dos reagentes. 
O esquema de uma reação exotérmica pode ser 
representado da seguinte forma: 
 
 Gráficos de reações endotérmicas 
Já numa reação endotérmica, o fornecimento de 
energia desloca o equilíbrio para a formação de 
produtos. Uma vez que este processo absorve 
calor do meio. 
As reações endotérmicas têm como 
característica possuírem balanço energético 
positivo quando é comparado a energia entálpica 
dos produtos em relação aos reagentes. Assim, a 
variação dessa energia (variação de entalpia) 
possui sinal positivo (+ΔH) e indica que houve mais 
absorção de energia do meio externo que 
liberação. Ambas em forma de calor. 
Como consequência, a temperatura dos produtos 
finais é menor que a dos reagentes. 
O esquema de uma reação exotérmica pode ser 
representado da seguinte forma: 
Lei de Hess 
A Lei de Hess permite calcular a variação da 
entalpia, que é a quantidade de energia presente 
nas substâncias após sofrerem reações químicas. 
Isso porque não é possível medir a entalpia em si, 
mas sim a sua variação. 
A Lei de Hess fundamenta o estudo da 
Termoquímica. 
Essa Lei foi experimentalmente desenvolvida por 
Germain Henry Hess, o qual estabeleceu: 
A variação de entalpia (ΔH) em uma reação 
química depende apenas dos estados inicial e final 
da reação, independente do número de reações. 
 Como a Lei de Hess pode ser calculada 
A variação da entalpia pode ser calculada 
subtraindo a entalpia inicial (antes da reação) da 
entalpia final (depois da reação): 
ΔH = Hf – Hi 
Outra forma de calcular é através da soma das 
entalpias em cada uma das reações intermediárias. 
Independente do número e tipo das reações. 
ΔH = ΔH1 + ΔH2 
Uma vez que esse cálculo considera apenas os 
valores inicial e final, conclui-se que a energia 
intermédia não influencia no resultado da sua 
variação. 
Trata-se de um caso particular do Princípio da 
Conservação de Energia, a Primeira Lei da 
Termodinâmica. 
Você também deve saber que a Lei de Hess 
pode ser calculada como uma equação 
matemática. Para isso, é possível realizar as 
seguintes ações: 
 Inverter a reação química, nesse caso o sinal do 
ΔH também deve ser invertido; 
 Multiplicar a equação, o valor do ΔH também deve 
ser multiplicado; 
 Dividir a equação, o valor do ΔH também deve ser 
dividido. 
 Diagrama de entalpia 
Segundo a Lei de Hess, a variação de entalpia, ou 
seja, quantidade de calor liberada ou absorvida por 
um processo só depende do estado inicial e final 
do processo não dependendo das etapas 
intermediárias. 
Independente do caminho percorrido pelos dois 
estados, a variação de entalpia será a mesma. 
Seja um sistema no qual o estado inicial será 
representado por A, e o estado final por D. 
Considere que existam dois caminhos, pelos quais 
podemos obter o estado final a partir do estado 
inicial. 
Veja abaixo a representação das entalpias dos 
vários estados por linhas horizontais: 
Logo, conforme a Lei de Hess, devemos ter: 
HD – HA = ∆H1 = ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 
É por esta razão que a Lei de Hess é também 
conhecida como a lei da Atividade das Entalpias. 
Dessa forma, é possível representar as variações 
de entalpia no formato de diagrama. 
tipos de entalpia 
Entalpia de Formação 
É a quantidade de energia absorvida ou liberada 
quando um mol de substâncias simples reage e o 
produto final é uma única substância composta. 
Veja alguns exemplos: 
Entalpia de decomposição 
É a quantidade de energia absorvida ou liberada 
quando um mol de uma substância composta 
decompõe-se e o produto final são várias 
substâncias simples. Veja alguns exemplos: 
Entalpia de combustão 
É quantidade de energia envolvida na queima de 
1 mol de uma determinada substância na presença 
de gás oxigênio. Nesse caso, todas as substâncias 
envolvidas estão no estado padrão. Acompanhe 
alguns exemplos: 
Entalpia de neutralização 
É a quantidade de energia liberada ou absorvida 
quando um mol de hidrônio (H+) reage com um 
mol de hidróxido (OH-), estando ambos presentes 
em soluções diluídas. De uma forma geral, 
teremos uma entalpia de neutralização sempre 
que uma solução ácida for misturada com uma 
solução básica. Acompanhe alguns exemplos: