Tipos de Entalpia

A entalpia é um conceito estudado em Termoquímica, que designa o conteúdo de energia de cada substância. Visto que não se conhece até hoje uma maneira experimental de determinar o valor da entalpia de cada substância, normalmente trabalha-se com a variação da entalpia nas reações e nas mudanças de estado físico, que é dada pela diferença entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes (?H = H_produtos – H_reagentes).

No entanto, assim como existem vários tipos de reações e mudanças de estado físico, existem também vários tipos de entalpia. Baseado nisso, veja explicações sobre cada um deles a seguir:

Entalpia de Mudança de Estado Físico: como o próprio nome diz, ela designa a energia necessária para que 1 mol de substância, nas condições-padrão de temperatura e pressão, mude de estado físico. Dentro desse tipo de entalpia, temos:
Entalpia de Vaporização: energia que precisa ser absorvida para vaporizar (passar do estado líquido para o estado de gasoso) 1 mol da substância. Como se absorve energia na forma de calor, esse é um processo endotérmico e o valor da entalpia de vaporização será sempre positivo. Exemplo:

H2O(l) → H2O(v) ?Hvaporização = +44 kJ

Entalpia de Fusão: energia que precisa ser absorvida para que 1 mol da substância passe do estado sólido para o estado líquido. Nesse caso, também é um processo endotérmico e o valor da entalpia de vaporização será sempre positivo. Exemplo:

H₂O_(s) → H₂O_(l) ?H_fusão = +7,3 kJ

Entalpia de Liquefação: energia que precisa ser liberada para que 1 mol da substância passe do estado gasoso para o estado líquido. Já nesse caso, o processo é exotérmico e o valor da entalpia de vaporização será sempre negativo. Exemplo:

H₂O_(v) → H₂O_(l) ?H_liquefação = -44 kJ

Entalpia de Solidificação: energia que precisa ser liberada para que 1 mol da substância passe do estado líquido para o sólido. O processo também é exotérmico e o valor da entalpia de vaporização será sempre negativo. Exemplo:

H₂O_(l) → H₂O_(s) ?H_{solidificação} = -7,3 kJ

Não pare agora... Tem mais depois da publicidade ;)

Entalpia de Formação: calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de uma substância a partir de seus elementos constituintes, que são substâncias simples, no estado padrão, com a entalpia igual a zero. Por exemplo, para descobrir a entalpia da molécula de água é só usar o valor da entalpia da reação de formação dessa molécula:

H_2(g) + ½ O_2(g) → H₂O_(l) ?H =-286 kJ/mol

?H = HProdutos – HReagentes
-286 kJ/mol = HH₂O – (HH₂ + H_1/2 O₂)
-286 kJ/mol = HH₂O – 0
HH₂O =286 kJ/mol

Entalpia de Combustão: é a energia liberada na combustão completa de 1 mol de uma substância no estado padrão. Como são reações de combustão, sempre será liberada energia na forma de calor, sendo, portanto, uma reação exotérmica com a variação da entalpia negativa. Exemplo:

CH_4(g) + ½ O₂ → 1 CO_2(g) + 2 H₂O ?H⁰_combustão = -890,4 kJ/mol

Entalpia de Neutralização: é a energia liberada na forma de calor, na reação entre 1 mol de H+(aq) e 1 mol de OH-(aq), fornecidos respectivamente por um ácido e uma base fortes, para a formação de 1 mol de água. Exemplo:

HCl_(aq) + NaOH_(aq) → NaCl_(aq) + H₂O_(l) ?H_{neutralização} = -57,7 kJ

Entalpia de Solução: é a soma da entalpia reticular (absorve energia) e da entalpia de hidratação (libera energia). Ocorrem quando se dissolve um soluto na água, gerando uma solução. Se o valor da variação da entalpia de solução der negativo, significa que o processo é exotérmico. Já se o valor der positivo, a dissolução é endotérmica. Exemplo:

KI_(s) → K⁺_(g) + I^-_(g)        ?H_ret = +623 kJ/mol
K⁺_(g) + I^-_(g) → K⁺_(aq) + I^-_(aq)     ?H_hid = -611 kJ/mol
--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
KI_(s) → K⁺_(aq) + I^-_(aq)    ?H_sol = ?H_ret + ?H_hid
?H_sol = (+623 + (-611)) kJ/mol
?H_sol = + 21 kJ/mol