ΔH = H produtos - H reagentes

Reações que consomem ou liberam energia

Teoria

Além das transformações na matéria, os processos físicos e químicos acompanham também mudanças na energia dos sistemas. Essas modificações na energia são observadas na forma de absorção ou liberação de calor ao longo das transformações.

A parte da química que estuda a energia térmica envolvida nos processos físicos e químicos é a termoquímica.

Entalpia

Chamamos a energia térmica contida nas substâncias de entalpia, representada pela letra H. Quando reagentes se transformam em produtos em uma reação química, a entalpia do sistema se modifica, ocasionando a absorção ou liberação de uma quantidade de calor que é a diferença entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes. Este calor envolvido na reação recebe o nome de variação de entalpia e é representado por ΔH.

ΔH = Hprodutos - Hreagentes

Reações exotérmicas

As reações que liberam calor são chamadas de reações exotérmicas. Nestas reações os reagentes tem entalpia maior que a dos produtos.

Quando energia é liberada pelo sistema, dizemos que a variação de entalpia é negativa, ou seja, ΔH < 0.

Por exemplo, as reações de combustão são exotérmicas e o calor pode ser considerado um produto da reação:

C + O2 → CO2 + Calor

Reações endotérmicas

Quando a entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes, então a reação absorve calor e é chamada de reação endotérmica.

A variação de entalpia nestas reações é positiva, ou seja, ΔH > 0.

Um exemplo de reação endotérmica é a decomposição do carbonato de cálcio, em que o calor pode ser considerado um reagente:

CaCO3 + Calor → CaO + CO2

Entalpia de formação (ΔHf°)

Chamamos de entalpia de formação a variação de entalpia envolvida na formação de 1 mol de uma substância a partir de substâncias simples no estado-padrão (forma mais estável nas condições ambientes do alótropo mais abundante).

C (graf.) + O2 (g) → 1 CO2 (g) ΔHf° = - 94,1 kcal/mol H2(g) + ½ O2 (g) → 1 H2O (v) ΔHf° = - 68,3 kcal/mol Entalpia de combustão (ΔH°comb)

A variação de entalpia na reação de combustão de 1 mol de uma substância é chamada de entalpia de combustão.

1 C2H6O (l) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (v) ΔH°comb = - 326 kcal/mol Entalpia de neutralização (ΔH°neut)

A variação de entalpia no processo de neutralização entre 1 mol de H⁺ e 1 mol de OH^- é denominada entalpia de neutralização.

1 HCl (aq) + 1 NaOH (aq) → NaCl (aq) + 1 H2O (l) ΔH°neut = - 13,8 kcal/mol Lei de Hess

A variação de entalpia em um processo é sempre igual à soma das variações de entalpia das etapas entre o estado inicial e o final, não importando quantas ou quais sejam as etapas.

Podemos aplicar a Lei de Hess para calcular esta variação de entalpia de três formas:

a) usando as entalpias de formação

Desejamos determinar o ΔH da reação a seguir:

C (graf) + 2 H2O (g) → CO2(g) + 2 H2(g) ΔH = ???

Dividiremos a reação em duas etapas:

i. Regeneração das substâncias simples no estado-padrão, de todos os elementos;

ΔH = - ΔH° (reagentes)

C (graf) + 2 H2O (g) → C (graf) 2 H2(g) + O2(g) ΔH1 = - 2 ∙ ΔHf° (H2O) = 136,6 kcal/mol

Esta etapa é equivalente ao inverso da reação de formação de 2 mols de água, então o ΔH é duas vezes o calor de formação da água, com sinal invertido já que a água é o reagente e não o produto neste caso.

ii. Formação dos produtos a partir destas substâncias simples.

ΔH2 = ΔHf° (produtos)

C (graf) + 2 H2(g) + O2(g) → CO2(g) + 2 H2(g) ΔH2 = ΔHf° (CO2) = - 94,1 kcal/mol

Pela Lei de Hess, a variação de entalpia da reação é a soma do ΔH de cada etapa:

C (graf) + 2 H2O (g) → C (graf) 2 H2(g) + O2(g) ΔH1 = 136,6 kcal/mol + C (graf) + 2 H2(g) + O2(g) → CO2(g) + 2 H2(g) ΔH2 = - 94,1 kcal/mol

C (graf) + 2 H2O (g) → CO2(g) + 2 H2(g) ΔH = 42,5 kcal/mol

Em resumo, basta encontrar a diferença entre a entalpia de formação dos produtos e a dos reagentes, multiplicadas pelos coeficientes estequiométricos:

ΔH = ΔHf°produtos - ΔHf°reagentes

OBS.: A entalpia de formação das substâncias simples no estado-padrão, como o C (graf) e o H2(g) é igual a zero!

b) usando as energias de ligação

Desejamos determinar o ΔH da reação:

H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g) ΔH = ???

Dividiremos a reação em duas etapas:

i. Quebra de todas as ligações dos reagentes (endotérmica);

H–H (g) + Cl–Cl (g) → 2 H (g) + 2 Cl (g)

ii. Formação das ligações dos produtos (exotérmica).

2 H (g) + 2 Cl (g) → 2 H–Cl (g)

A variação de entalpia em cada etapa é dada pelas entalpias de ligação, disponíveis na tabela abaixo:

Ligação Entalpia de ligação: Hlig

(kJ/mol)

H–H 436

Cl–Cl 243

H–Cl 432

Na primeira etapa são quebradas as ligações H–H e Cl–Cl, consumindo energia (sinal positivo) e na segunda são formados 2 mols de ligações H–Cl, liberando energia (sinal negativo).

Então, pela Lei de Hess, a variação de entalpia total será a soma das duas etapas:

ΔH = H(H–H) + H(Cl–Cl) - 2∙H(H–Cl)

ΔH = 436 kJ + 243 kJ – 864 kJ ΔH = - 185 kJ/mol

Em resumo, basta somar as energias das ligações quebradas e subtrair as das ligações formadas, multiplicadas pelo respectivo número de ligações quebradas ou formadas:

ΔH = Hlig (quebradas) - ΔHlig (formadas)

c) usando outras reações conhecidas

Desejamos determinar o ΔH da reação:

CO (g) + ½ O2(g) → CO2(g) ΔH = ???

conhecendo as variações de entalpia destas outras reações:

C (graf) + ½ O2(g) → CO (g) ΔH = - 26,4 kcal/mol C (graf) + O2(g) → CO2(g) ΔH = - 94,1 kcal/mol

Podemos manipular estas reações de modo a se tornarem etapas da reação da qual não conhecemos o ΔH.

A primeira reação precisa ser invertida para que o CO (g) se encontre do lado dos reagentes. Quando invertemos uma reação, precisamos trocar o sinal da sua variação de entalpia.

A segunda reação já tem o CO2(g) do lado dos produtos, então se mantém da forma como está escrita.

Temos então:

CO (g) → C (graf) + ½ O2(g) ΔH = 26,4 kcal/mol + C (graf) + O2(g) → CO2(g) ΔH = - 94,1 kcal/mol

CO (g) + ½ O2(g) → CO2(g) ΔH = - 67,7 kcal/mol

Obs.: Se for necessário multiplicar uma das etapas por um número para obter a proporção correta entre reagentes e produtos, o ΔH desta etapa deve também ser multiplicado pelo mesmo número.

Exercícios

1.

I. CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l) + 889,5 kJ

II. Fe2O3 (s) +3 C (s) → 2 Fe (s) +3 CO (g) ΔH = + 490 kJ/mol III. 6 CO2 (g) + 6 H2O(l) + 2.813 kJ → C6H12O6 (g) + 6 O2(g)

IV. HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l) ΔH = - 57,7 kJ/mol V. 1 H2 (g) + 1/2 O2 (g) → 2 H2O (l) + 68,3 kcal

VI. 1 H2 (g) + 1 I2 (g) → 2 HI (g) ΔH = + 25,96 kJ/mol

a) II e III.

b) I e IV.

c) II, III e VI.

d) I, IV e V.

e) I, III e V.

2.


 Pode-se afirmar que esse processo é:

a) exotérmico, com ΔH = + 230 kJ.

b) endotérmico, com ΔH = + 570 kJ.

c) endotérmico, com ΔH = + 230 kJ.

d) exotérmico, com ΔH = - 230 kJ.

e) exotérmico, com ΔH = - 570 kJ.

Gabarito

1. C

As reações endotérmicas apresentam ΔH positivo ou energia do lado dos reagentes.

2. B

ΔH = Hprodutos - Hreagentes

ΔH = + 400 kJ - (- 170) kJ ΔH = + 570 kJ

Como ΔH tem sinal positivo, trata-se de um processo endotérmico.