Entalpia

Em termos mais práticos, podemos dizer que: “Em um sistema químico, a energia total é chamada entalpia e é designada por H”.
Quando o sistema sofre uma transformação no seu estado, a variação de entalpia (∆H) é dada por:


Estado inicial → Estado final
H₁ → H₂

∆H = H₂ – H₁

ou

∆H = H_P - H_R


onde H₁ ou H_R é a entalpia do sistema no seu estado inicial (reagente), e H₂ ou H_P a entalpia do sistema no seu estado final (produto).

Um mol de cada substância tem uma energia total (H) característica, assim como tem uma massa característica.

Em uma reação química, o calor de reação mede a diferença entre os conteúdos energéticos dos produtos e dos reagentes.

Se a pressão e a temperatura nos estados inicial e final forem as mesmas, o calor da reação será a medida do ∆H.

Em uma reação exotérmica, H₂ é menor que H₁, de modo que ∆H tem valor negativo (∆H < 0).



Usando valores imaginários de entalpia, o leitor poderá entender mais facilmente o sinal de ∆H.


∆H = H_P – H_R = 32 – 100 = -68

H_2(g) + 1/2O_2(g) → H₂O_(l) ∆H = -68 kcal


Classicamente, o calor de reação seria um “produto”:

H_2(g) + 1/2O_2(g) → H₂O_(l) + 68 kcal


Em uma reação endotérmica, H₂ é maior que H₁, de modo que ∆H tem um valor positivo (∆H > 0).



Usando valores imaginários, teríamos:

∆H = H_P – H_R = -62,4 – 50 = + 12,4

H_2(g) + I_2(s) → 2HI_(g) ∆H = + 12,4 kcal


Classicamente, o calor de reação seria um “reagente”.


H_2(g) + I_2(s) + 12,4 kcal → 2HI_(g)

ou

H_2(g) + I_2(s) → 2HI_(g) – 12,4 kcal