Contente
- TL; DR (muito longo; não leu)
- Definição de Entalpia
- Cálculo simples de alteração de entalpia
- Entalpia de transições de fase
- Lei de Hess
A mudança de entalpia de uma reação é a quantidade de calor absorvido ou liberado quando a reação ocorre, se ocorrer a uma pressão constante. Você completa o cálculo de maneiras diferentes, dependendo da situação específica e das informações disponíveis. Para muitos cálculos, a lei de Hess é a principal informação que você precisa usar, mas se você conhece a entalpia dos produtos e dos reagentes, o cálculo é muito mais simples.
TL; DR (muito longo; não leu)
Você pode calcular alterações na entalpia usando a fórmula simples: ∆H = Hprodutos - Hreagentes
Definição de Entalpia
A definição precisa de entalpia (H) é a soma da energia interna (U) mais o produto da pressão (P) e do volume (V). Em símbolos, é o seguinte:
H = U + PV
Uma mudança na entalpia (∆H) é, portanto:
∆H = ∆U + ∆P∆V
Onde o símbolo delta (∆) significa "alteração". Na prática, a pressão é mantida constante e a equação acima é melhor mostrada como:
∆H = ∆U + P∆V
No entanto, para uma pressão constante, a mudança na entalpia é simplesmente o calor (q) transferido:
∆H = q
Se (q) for positivo, a reação é endotérmica (ou seja, absorve o calor do ambiente) e, se for negativa, a reação é exotérmica (ou seja, libera calor no ambiente). A entalpia possui unidades de kJ / mol ou J / mol ou, em geral, energia / massa. As equações acima estão realmente relacionadas à física do fluxo de calor e energia: termodinâmica.
Cálculo simples de alteração de entalpia
A maneira mais básica de calcular a mudança de entalpia usa a entalpia dos produtos e dos reagentes. Se você conhece essas quantidades, use a seguinte fórmula para calcular a alteração geral:
∆H = Hprodutos - Hreagentes
A adição de um íon sódio a um íon cloreto para formar cloreto de sódio é um exemplo de reação que você pode calcular dessa maneira. O sódio iônico tem uma entalpia de -239,7 kJ / mol, e o íon cloreto tem entalpia -167,4 kJ / mol. O cloreto de sódio (sal de mesa) tem uma entalpia de -411 kJ / mol. A inserção desses valores fornece:
∆H = −411 kJ / mol - (−239,7 kJ / mol −167,4 kJ / mol)
= −411 kJ / mol - (−407,1 kJ / mol)
= −411 kJ / mol + 407,1 kJ / mol = −3,9 kJ / mol
Portanto, a formação de sal libera quase 4 kJ de energia por mole.
Entalpia de transições de fase
Quando uma substância muda de sólido para líquido, líquido para gás ou sólido para gás, existem entalpias específicas envolvidas nessas alterações. A entalpia (ou calor latente) da fusão descreve a transição do sólido para o líquido (o inverso é menos esse valor e denominado entalpia de fusão), a entalpia da vaporização descreve a transição do líquido para o gás (e o oposto é a condensação) e a entalpia da sublimação descreve a transição do sólido para o gás (o inverso é novamente chamado entalpia da condensação).
Para a água, a entalpia do derretimento é ∆HDerretendo = 6,007 kJ / mol. Imagine que você aqueça o gelo de 250 Kelvin até derreter e depois aqueça a água a 300 K. A mudança de entalpia para as peças de aquecimento é apenas o calor necessário, para que você possa encontrá-lo usando:
∆H = nC∆T
Onde (n) é o número de mols, (∆T) é a mudança de temperatura e (C) é o calor específico. O calor específico do gelo é 38,1 J / K mol e o calor específico da água é 75,4 J / K mol. Portanto, o cálculo ocorre em algumas partes. Primeiro, o gelo deve ser aquecido de 250 K a 273 K (ou seja, -23 ° C a 0 ° C). Para 5 moles de gelo, é o seguinte:
∆H = nC∆T
= 5 mol × 38,1 J / K mol × 23 K
= 4,382 kJ
Agora multiplique a entalpia da fusão pelo número de moles:
∆H = n ∆HDerretendo
= 5 mol × 6,007 kJ / mol
= 30,035 kJ
Os cálculos para vaporização são os mesmos, exceto com a entalpia de vaporização no lugar da fusão. Por fim, calcule a fase final de aquecimento (de 273 a 300 K) da mesma maneira que a primeira:
∆H = nC∆T
= 5 mol × 75,4 J / K mol × 27 K
= 10,179 kJ
Soma essas partes para encontrar a mudança total na entalpia para a reação:
∆Htotal = 10,179 kJ + 30,035 kJ + 4,382 kJ
= 44,596 kJ
Lei de Hess
A lei de Hess é útil para quando a reação que você considera tem duas ou mais partes e você deseja encontrar a mudança geral na entalpia. Ele afirma que a mudança de entalpia para uma reação ou processo é independente da rota pela qual ela ocorre. Isso significa que, se a reação se transformar em substância em outra, não importa se a reação ocorre em uma etapa (os reagentes se tornam produtos imediatamente) ou se ela passa por muitas etapas (os reagentes se tornam intermediários e depois se tornam produtos), a mudança de entalpia resultante é o mesmo em ambos os casos.
Geralmente, ajuda a desenhar um diagrama (consulte Recursos) para ajudá-lo a usar esta lei. Um exemplo é que, se você começar com seis moles de carbono combinadas com três de hidrogênio, elas queimam para combinar com o oxigênio como etapa intermediária e depois formam o benzeno como produto final.
A lei de Hess afirma que a mudança na entalpia da reação é a soma das mudanças na entalpia de ambas as partes. Neste caso, a combustão de uma mole de carbono tem ∆H = −394 kJ / mol (isso acontece seis vezes na reação), a mudança na entalpia para a combustão de uma mole de hidrogênio gasoso é ∆H = −286 kJ / mol (isso acontece três vezes) e os intermediários de dióxido de carbono e água se tornam benzeno com uma mudança de entalpia de ∆H = +3,267 kJ / mol.
Faça a soma dessas alterações para encontrar a alteração total de entalpia, lembrando-se de multiplicar cada uma pelo número de moles necessários no primeiro estágio da reação:
∆Htotal = 6×(−394) + 3×(−286) +3,267
= 3,267 − 2,364 - 858
= 45 kJ / mol