C a s o s p a r t i c u l a r e s d a s v a r i a ç õ e s d e e n t a l p i a ( o u c a l o r e s ) d a s r e a ç õ e s

• Entalpia ou calor de formação (∆Hfo) => é a variação de entalpia observada

(calor liberado ou absorvido) na formação de 1 mol de uma substância a partir de substâncias simples, no estado padrão.

• H2 (g) + ½ O2 (g) → 1H2O (l) ∆Hfo = - 286,6 kJ.mol-1

• C(grafite) + O2(g) → 1CO2(g) ∆Hfo = - 391,1 kJ.mol-1

• C(grafite) + 1/2O2(g) + 3H2(g) → 1C2H5 OH(l) ∆Hfo = - 277,5 kJ.mol-1

• S(rômbico) + 2O2(g) + H2(g) → 1H2SO4(l) ∆Hfo = - 813 kJ.mol-1

O b s e r v a ç õ e s• Muito cuidado para não associar de forma errada algumas reações com a entalpia de

formação. Isso é muito comum em reações como estas:

Cdiamante + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 395,4 kJ.mol-1

• A variação de entalpia dessa reação não é o calor de formação do CO2(g), por que o Cdiamante

não é o estado padrão do carbono.

H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) ∆H = - 44,2 kcal.mol-1

• A variação de entalpia dessa reação não é o calor de formação do HCl(g), por que foram formados dois mols do produto.

CaO(s) + H2O (l) → Ca(OH)2(aq) ∆H = - 15,5 kcal.mol-1

• A variação de entalpia dessa reação não é o calor de formação do Ca(OH)2, por que os reagentes são substâncias compostas e o estado padrão do hidróxido de cálcio é sólido e não aquoso.

Cálculo do ∆H• A partir das entalpias de formação das substâncias que participam da reação,

podemos calcular a variação de entalpia da reação utilizando-se o seguinte racicícinio:

∆Hreação = Hfinal - Hinicial

• Portanto:

∆Hreação = [ ∑∆Hfoprodutos ] - [ ∑∆Hfo

reagentes ]

• ∑∆Hfoprodutos = somatório das entalpias de formação dos produtos

• ∑∆Hforeagentes = somatório das entalpias de formação dos reagentes

•

E x e m p l o• Qual é a variação de entalpia dessa reação?

C12H22O11(s) + 12O2(g) → 12CO2(g) + 11H2O(l) ∆H =

• Dados:

• ∆Hfo C12H22O11(s) = – 2221 kJ.mol-1 ∆Hf

o CO2(g) = – 394 kJ.mol-1 ∆Hfo H2O(l) = – 286 kJ.mol-1

• Entalpia ou calor de combustão => é a variação de entalpia observada(calor liberado) na combustão completa de 1 mol de uma substância, considerando todos os participantes nos respectivos estados padrão.Exemplos:

• Combustão do metano

1CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆Ho = - 212,8 kcal.mol-1

• Combustão do etanol

1C2H5OH(l) + 3 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ∆Ho = - 326,5 kcal.mol-1

• Combustaõ da glicose

1C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l) ∆Ho = - 673 kcal.mol-1

• Uma importante aplicação para os calores de combustão é a análise dos combustíveis , considerando apenas o aspecto energético dos mesmos denominado poder calorífico.

O poder calorífico de uma substância é igual a quantidade de calor liberada quando há a combustão de 1g da substância.

Na escolha de um melhor combustível, a capacidade calorífica não é o único fator que devemos analisar. Além do aspecto energético, é importante avaliar o impacto ambiental e o preço por grama de cada combustível.

• Energia ou entalpia de ligação => é a energia absorvida na quebra de 1 mol de uma ligação química, no estado gasoso, a 25oC e 1 atm.

H─H(g) → H(g) + H(g) ∆Ho = 436 kJ.mol-1

H─F(g) → H(g) + F(g) ∆Ho = 564,3 kJ.mol-1

• A energia absorvida na quebra de uma ligação é numericamente igual à energia liberada na sua formação.

H(g) + H(g) → H─H(g) ∆Ho = - 436 kJ.mol-1

H(g) + F(g) → H─F(g) ∆Ho = - 564,3 kJ.mol-1

C á l c u l o d o ∆ H• Os valores das energias de ligação dos participantes da reação também podem ser usados

para calcular a variação de entalpia(∆H) de uma reação.Para se calcular a variação do calor (entalpia) da reação, através da energia de ligação, usa-se a quantidade de energia absorvida na quebra da ligação e a quantidade de energia liberada na formação de novas ligações, portanto:

E x e m p l o

• Entalpia ou calor de neutralização => é a variação de entalpia observada(calor liberado) na reação entre 1 mol de íons H+

(aq) proveniente de um ácido com 1 mol de íons OH-

(aq) proveniente de uma base, considerando-se todas as substâncias diluidas, a 25oC e 1 atm.Quando a neutralização envolve um ácido forte e uma base forte a variação de entalpia é praticamente constante e igual a -58kJ.mol-1 ou 13,8 kcal.mol-1.

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ∆H = -13,8 kcal

H+(aq) + OH-

(aq) → H2O(l) ∆H = -13,8 kcal

H2SO4(aq) + 2KOH(aq) → K2SO4(aq) + 2H2O(l) ∆H = 2(-13,8 kcal) = -27,6 kcal

2H+(aq) + 2OH-

(aq) → 2H2O(l) ∆H = 2(-13,8 kcal) = -27,6 kcal

O b s e r v a ç ã o

• Se um dos reagentes for fraco , ou se ambos o forem , o calor liberado será menor que 58kJ.

H2S(aq) + 2NaOH(aq) → Na2S(aq) + 2H2O(l) ∆H = -16kJ.mol-1

• Eletrólitos fracos não estão totalmente ionizados em uma solução aquosa e uma parte da energia que seria liberada é gasta no processo de ionização do ácido ou dissociação da base.