Entalpia

Se observarmos uma vela queimando, veremos que essa reação libera energia sob a forma de luz e calor. Mas qual é a origem dessa energia?

Toda substância possui certa quantidade de energia acumulada em seu interior, proveniente das ligações químicas entre seus átomos, dos movimentos de rotação, vibração e translação de suas partículas, das forças de atração e repulsão dos núcleos e dos elétrons de seus átomos, entre outros fatores. Esse conteúdo energético interno de cada substância recebe o nome de entalpia (ou conteúdo de calor).

Até hoje, não se conhece nenhum meio de calcular a entalpia (H) de uma substância. De forma prática, o que se pode determinar é a variação de entalpia (∆H), que é a medida da quantidade de calor absorvida ou liberada por um sistema, sob pressão constate. A variação de entalpia é obtida através de aparelhos denominados calorímetros.

Genericamente, podemos calcular a variação de entalpia através da expressão:

Em reações exotérmicas, a entalpia dos reagentes é maior que a entalpia dos reagentes, por isso, há liberação de calor. Podemos representar genericamente:

Já nas reações endotérmicas, a entalpia dos reagentes é menor que a entalpia dos produtos, por isso há absorção de calor. Genericamente, representamos:

Entalpia padrão

A variação de entalpia de uma reação química varia de acordo com a pressão, a temperatura, o estado físico, a quantidade de mols e a forma alotrópica de cada substância participante. Em virtude disso foi criada a entalpia padrão, utilizada como uma referência para comparações de entalpias.

Por convenção, foi determinado que toda substância simples, na sua forma mais estável, tem entalpia igual a 0. Logo, a entalpia padrão de uma substância é representada por H0.

Assim, substâncias simples, como o gás oxigênio (O2), hidrogênio (H2), ferro sólido (Fe), grafite (forma mais estável do elemento carbono), nitrogênio (N2), no estado padrão (temperatura de 25 °C e pressão de 1 atm) têm entalpia igual a zero.

Observe nos gráficos a diferença de entalpia das formas alotrópicas do oxigênio e do carbono:

Entalpia de formação

A entalpia de formação é o calor absorvido ou liberado na formação (síntese) de 1 mol de uma substância a partir de substâncias simples correspondentes, em seu estado padrão.

Além de entalpia de formação, a variação de entalpia em reações desse tipo também pode ser chamada de calor de formação, entalpia padrão de formação, ∆H de formação ou, ainda, calor molar de formação (porque forma 1 mol da substância).

Vamos considerar o exemplo da formação da água, a 25 °C e 1 atm, em que todas as substâncias se encontram no estado padrão:

H2 (g) + O2 (g) → H2O (l) ∆H = -286,6 kJ/mol

Pela equação termoquímica podemos concluir que a entalpia