Entalpia

Entalpia – Definição

Entalpia é definida como uma função de estado que depende apenas do estado de equilíbrio predominante identificados pelas variáveis de energia interna, a pressão e volume.

Termodinâmica.

É uma quantidade associada com um sistema termodinâmico, expressa como a energia interna de um sistema mais o produto da pressão e volume do sistema, tendo a propriedade que, durante um processo isobárica, a alteração na quantidade é igual ao calor transferido durante processo.

Símbolo: H

Entalpia – O que é

Entalpia é uma medida de energia num sistema termodinâmico.

Entalpia é a quantidade de conteúdo de calor utilizados ou produzidos em um sistema a pressão constante.

Entalpia é geralmente expressa como a alteração de entalpia.

Introdução

Entalpia (H) é a soma da energia interna (U) e do produto da pressão e do volume (PV) dado pela equação:

H = U + PV

Quando um processo ocorre a uma pressão constante, o calor desenvolvido (libertados ou absorvido) é igual à variação de entalpia.

Entalpia é uma função de estado que depende inteiramente do estado funções T, P e entalpia U. é geralmente expressa como a alteração na entalpia (AH) para um processo de entre os estados iniciais e finais:

DH =? U + ?ApV

Se a temperatura e pressão permanecer constante através do processo e do trabalho é limitado a pressão de volume de trabalho, em seguida, a variação de entalpia é dada pela equação:

DH =? U + P?V

Também a pressão constante do fluxo de calor (q) para o processo é igual à variação da entalpia definido pela equação:

AH = q

Olhando se q é exotérmica ou endotérmica pode-se determinar uma relação entre AH e q.

Se a reação absorve o calor é endotérmica significando a reação consome calor a partir das imediações de modo q> 0 (positivo).

Portanto, à temperatura e pressão constantes, pela equação acima, se q for positiva, em seguida, AH também é positivo.

E o mesmo vale para se a reação libera calor, então é exotérmico, ou seja, o sistema libera calor para os seus arredores, para q <0 (negativo).

E, se q é negativo, então AH também será negativo.

Variação de entalpia que acompanha uma mudança no estado da Matéria

Quando um líquido se vaporiza o líquido deve absorver o calor a partir dos seus arredores para substituir a energia necessária pelas moléculas de vaporização, a fim de que a temperatura se mantenha constante. Este calor necessária para vaporizar o líquido é chamado entalpia, ou muitas vezes, o calor de vaporização.

Para a vaporização de uma mole de água a entalpia é dada como:

DH = 44,0 kJ a 298K

Quando um sólido derrete, a energia requerida é similarmente chamado entalpia, ou calor de fusão.

Para uma mole de gelo a entalpia é dada como:

AH = 6,01 kJ em 273.15K

A entalpia de condensação é o inverso da entalpia de vaporização ea entalpia de congelamento é o inverso da entalpia de fusão.

A variação de entalpia de uma transição de fase reversa é o negativo da variação de entalpia da transição de fase para a frente.

Também a variação de entalpia de um processo completo é a soma das mudanças de entalpia para cada uma das transições de fase incorporados no processo.

Entalpia – Energia

Precisamos definir uma outra grandeza: a entalpia.

A entalpia é o conteúdo de energia de cada substância participante da reação.

A variação da entalpia de um sistema é o calor liberado ou absorvido quando uma transformação ocorre sob pressão constante.

Entalpia H reação = Entalpia H produtos Entalpia – H reagentes

Equação termoquímica

E uma equação química onde são mencionados a entalpia da reação .

Exemplo:

H 2(l)+ 1/2 O2 (g) Entalpia H2O (l)

Entalpia H = – 68,5 kcal/mol

Importante notar que a variação de entalpia se refere as quantidades de reagentes e produtos que aparecem escritas.

Caso as quantidades dos reagentes e produtos sejam multiplicadas por qualquer número , o valor da variação da entalpia também sofrerá essa alteração.

Exemplo:

H2 (l) + 1/2 O2 Entalpia (g) H2O(l)

Entalpia H = – 68,5 kcal/mol

2 H2 (l) + 1 O2 (g) Entalpia 2 H2O

Entalpia H = – 137 kcal/mol

se você inverter a equação , você inverte o sinal da variação da entalpia

2 H2O Entalpia 2 H2 + 1 O2

Entalpia H = +137 kcal/mol

Estado padrão de entalpia

Estado padrão

Temperatura: 25 0C

Pressão: 1 atm.

Na forma cristalina e estado físico mais estável e comum do composto ou elemento

No estado padrão o elemento químico tem entalpia igual a zero.

Entalpia padrão de formação de uma substância

Variação da entalpia que ocorre na formação de um mol da substância considerada, a partir das substâncias simples , todas no estado padrão primeiro exemplo citado mostra a entalpia padrão de formação da água

H2 (g) +1/2 O2 Entalpia H2O

Entalpia H= – 68,5 kcal/mol

A reação abaixo é uma reação de formação?

  C2H4(g) + H2(g) Entalpia C2H6(g)

Não. Nesta reação forma-se um mol de produto, mas um dos reagentes é um composto. Todos os reagentes devem estar na forma de elementos em uma reação de formação.

Calores padrão de formação a 250C
Substância	Entalpia H0f, kJ mol-1	Substância	EntalpiaH0f, kJ mol-1
CH4(g)	-74,8	H2O2 (l)	-187,6
CH3OH(l)	-239,0	H2S (g)	-20,6
C2H2(g)	226,8	H2SO4 (l)	814,0
C2H4(g)	52,3	NH3 (g)	-46,1
C2H6(g)	-84,6	NH4Cl (s)	-314,4
CO(g)	-110,5	NaCl (s)	-412,1
CO2(g)	-393,5	Na2O(s)	-415,9
HCl(g)	-92,3	O3 (g)	143
H2O(g)	-241,8	SO2 (g)	-296,8
H2O(l)	-285,8	SO3 (g)	-395,7

Entalpia de combustão de uma substância

É a variação de entalpia verificada na combustão total de um mol da substância considerada, supondo-se todas as substâncias no estado padrão

Nas reações de combustão o H é sempre negativo.

Entalpia de neutralização

É a variação de entalpia verificada na neutralização de um equivalente grama de um ácido por um equivalente grama de uma base, supondo –se todas as substâncias diluídas nas condições padrão.

A reação de neutralização é sempre exotérmica,

H é sempre negativo.

Energia de ligação

É a variação da entalpia verificada na quebra de um mol de uma determinada ligação química, supondo –se todas as substâncias no estado gasoso, nas condições padrão.

A quebra das ligações é um processo sempre endotérmico, portanto H é sempre positivo.

Exemplo:

H – H ou H2 Entalpia 2 H2 (g)

H= +104,2 kcal/ml

Lei de Hess

A variação de entalpia numa reação química depende dos estados final e inicial da reação.

Pela lei de Hess pode – se considerar que as equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas

Invertendo –se uma equação termoquímica , como já falamos, inverte-se o sinal da variação da entalpia.

Multiplicando-se os coeficientes dos reagentes e produtos da equação termoquímica, o valor da variação da entalia também será dividido por esse numero.

A lei de Hess nos ajudará a resolver problemas do tipo:

S(s) + O2 Entalpia (g) SO2

Entalpia H 1= – 71,0 kcal

SO2 (g) + 1/2 O2 (g) Entalpia SO3 (g)

Entalpia H 2 = – 23,4 kcal

Com as informações dadas calcule o valor da entalpia (H) da reação:

S (s) + 3/2 O2 Entalpia SO3 (g)

Resposta:

Utilizando a lei de Hess, vemos que ao somar as duas reações dadas , obtemos a reação acima

S (s) + O2 (g) Entalpia SO2

SO2(g) + ½ O2 (g) Entalpia SO3 (g)

S(s) + 3/2 O2(g) EntalpiaSO3(g) 

Entalpia H = Entalpia H1 + Entalpia H2 = – 94,4 kcal

Da mesma maneira que somamos as equações , somamos os valores da variação de entalpia.

Entalpia – Termodinâmica

Quatro quantidades chamados ” potenciais termodinâmicos “são úteis nas termodinâmica químicos de reações e não-cíclicos processos.

Eles são a energia interna , entalpia, a energia livre de Helmholtz e da energia livre de Gibbs.

Entalpia é definida por

H = U + PV

onde P e V são a pressão e volume, e U é a energia interna. Entalpia é então um precisamente mensurável variável de estado , uma vez que é definido em termos de três outras variáveis ??de estado precisamente definidas. É um tanto paralela à primeira lei da termodinâmica para um sistema de pressão constante

Q =? U + P?V vez que neste caso Q = AH

É uma quantidade útil para reações químicas de controle. Se, como resultado de uma reação exotérmica alguma energia é libertada para um sistema, ele tem de mostrar-se em alguma forma mensurável em termos de variáveis de estado.

Um aumento na entalpia H = U + PV pode estar associado a um aumento na energia interna, que pode ser medido por calorimetria de, ou com o trabalho feito pelo sistema, ou uma combinação dos dois

A energia U interno pode ser pensado como a energia necessária para criar um sistema na ausência de alterações na temperatura ou volume.

Mas se o processo altera o volume, tal como numa reação química que produz um produto gasoso, em seguida, o trabalho deve ser feito para produzir a alteração no volume. Para um processo a pressão constante o trabalho que você deve fazer para produzir um volume mudança AV é P?V.

Em seguida, o PV termo pode ser interpretado como o trabalho que você deve fazer para “criar espaço” para o sistema se você presumir que começou no volume zero.

Propriedades Termodinâmicas de Substâncias selecionados

Para uma mole de 298K e 1 atmosfera de pressão

Substância (formulário)	Entalpia ? f H (kJ)	Gibbs ? f G (kJ)	Entropia (J / K	Calor específico C P (J / K)	Volume V (cm 3)
Al (s)	0	0	28,33	24,35	9,99
Al 2 SiO 5 (cianite)	-2594,29	-2443,88	83,81	121,71	44,09
Al 2 SiO 5 (andaluzita)	-2590,27	-2442,66	93,22	122,72	51,53
Al 2 SiO 5 (silimanita)	-2587,76	-2440,99	96,11	124,52	49,90
Ar (g)	0	0	154,84	20,79	…
C (grafite)	0	0	5,74	8,53	5,30
C (diamante)	1,895	2,900	2,38	6,11	3,42
CH 4 (g)	-74,81	-50,72	186,26	35,31	…
C 2 H 6 (g)	-84,68	-32,82	229,60	52,63	…
C 3 H 8 (g)	-103,85	-23,49	269,91	73,5	…
C 2 H 5 OH (l)	-277,69	-174,78	160,7	111,46	58,4
C 6 H 12 O 6 (glicose)	-1268	-910	212	115	…
CO (g)	-110,53	-137,17	197,67	29,14	…
CO 2 (g)	-393,51	-394,36	213,74	37,11	…
H 2 CO 3 (aq)	-699,65	-623,08	187,4	…	…
HCO 3- (aq)	-691,99	-586,77	91,2	…	…
Ca 2 + (aq)	-542,83	-553,58	-53,1	…	…
CaCO 3 (calcite)	-1206,9	-1128,8	92,9	81,88	36,93
CaCO 3 (aragonita)	-1207,1	-1127,8	88,7	81,25	34,15
CaCl2 (s)	-795,8	-748,1	104,6	72,59	51,6
Cl 2 (g)	0	0	223,07	33,91	…
Cl – (aq)	-167,16	-131,23	56,5	-136,4	17,3
Cu (s)	0	0	33,150	24,44	7,12
Fe (s)	0	0	27,28	25,10	7,11
H 2 (g)	0	0	130,68	28,82	…
H (g)	217,97	203,25	114,71	20,78	…
H + (aq)	0	0	0	0	…
H2O (l)	-285,83	-237,13	69,91	75,29	18,068
H2O (g)	-241,82	-228,57	188,83	33,58	…
Ele (g)	0	0	126,15	20,79	…
Hg (l)	0	0	76,02	27,98	14,81
N 2 (g)	0	0	191,61	29,12	…
NH 3 (g)	-46,11	-16,45	192,45	35,06	…
Na + (aq)	-240,12	-261,91	59,0	46,4	-1,2
De NaCl (s)	-411,15	-384,14	72,13	50,50	27,01
NaAlSi 3 O 8 (albita)	-3935,1	-3711,5	207,40	205,10	100,07
NaAlSi 2 O 6 (jadeite)	-3030,9	-2852,1	133,5	160,0	60,40
Ne (g)	0	0	146,33	20,79	…
O 2 (g)	0	0	205,14	29,38	…
O 2 (aq)	-11,7	16,4	110,9	…	…
OH – (aq)	-229,99	-157,24	-10,75	-148,5	…
Pb (s)	0	0	64,81	26,44	18,3
PbO 2 (S)	-277,4	-217,33	68,6	64,64	…
PbSO 4 (s)	-920,0	-813,0	148,5	103,2	…
SO 42 – (aq)	-909,27	-744,53	20,1	-293	…
HSO 4- (aq)	-887,34	-755,91	131,8	-84	…
SiO 2 (um quartzo)	-910,94	-856,64	41,84	44,43	22,69
H 4 SiO 4 (aq)	-1449,36	-1307,67	215,13	468,98	…

Dados de Schroeder, Daniel V., Introdução à Física Térmica, Addison-Wesley, 2000.

Entalpia – Energia

Entalpia (H) – A soma da energia interna do sistema, mais o produto da pressão do gás no sistema eo seu volume:

H sys = E sys + PV

Após uma série de rearranjos, e se a pressão se for mantida constante, podemos chegar a seguinte equação:

a pressão constante

onde H é o H final menos inicial e H q é o calor

Entalpia de reação ( H)

A diferença entre a soma das entalpias dos produtos ea soma das entalpias dos reagentes:

Na reação acima, N e M são os coeficientes dos produtos e dos reagentes na equação equilibrada.

Exotérmica – Reação na qual um sistema DIVULGA aquecer a seus arredores.

H é negativo ( H <0)

E a é a energia de ativação.

Reação de Coordenadas

Reação de Coordenadas

Endotérmico – Reação na qual um sistema ABSORVE calor de seus arredores.

H é positivo ( H> 0)

Vamos distinguir várias mudanças de fase de água quer como endotérmica ou exotérmica.

H2O(l) H2O(s)

1) A reação acima é exotérmica, porque o calor é libertado quando a água líquida congela para formar gelo.

H2O(l) H2O(g)

2) A reação acima é endotérmica porque deve haver uma entrada de energia, a fim de moléculas de água na fase líquida para ter energia suficiente para escapar para a fase gasosa.

H2O(s) H2O(l)

3) A reação acima é endotérmica porque deve haver uma entrada de energia para quebrar as ligações que prendem as moléculas de água em conjunto, como gelo.

Standard-Estado entalpia de reação ( H )

Três fatores podem afetar a entalpia da reação:

As concentrações dos reagentes e os produtos

A temperatura do sistema

As pressões parciais dos gases envolvido (se houver)

Os efeitos das mudanças nesses fatores pode ser mostrado em relação à entalpia padrão de estado de reação ( H ), Que é a alteração na entalpia durante uma reação química que começa e termina sob condições de estado padrão.

Padrão condições de estado

As pressões parciais de quaisquer gases envolvidos na reação é de 0,1 MPa.

As concentrações de todas as soluções aquosas são 1 M.

As medições são também geralmente levado a uma temperatura de 25 C (298 K)

Lei de Hess

1940 – Germain Henri Hess

Hess

A Lei de Hess estabelece que o calor transferidos, ou variação de entalpia ( H), numa reação é a mesma, independentemente se a reação ocorre em uma única etapa ou em vários passos.

O método de cálculo da entalpia de reação desenvolvido por Hess é chamado Lei de Hess da soma de calor.

Se uma série de reações são adicionados em conjunto, a alteração líquida no calor da reação é a soma das mudanças de entalpia para cada passo.

Regras para usar a Lei de Hess

Se a reação é multiplicado (ou divididas) por algum fator, H devem também ser multiplicado (ou divididas) por esse mesmo fator.

Se a reação é invertida (invertida), o sinal de H devem também ser invertida.

Cálculos exemplo

1) O azoto eo gás de oxigénio se combinam para formar dióxido de azoto de acordo com a seguinte reação:

N2(g) + O2(g) 2 NO

Calcula-se a variação da entalpia para a reação acima em geral, determinado:

Este problema é muito simples. Se nós simplesmente somar as duas reações mantendo todos os reagentes à esquerda e todos os produtos à direita, vamos acabar com a equação global que nos é dado. Uma vez que não efetuar quaisquer alterações nas reações individuais, não fazemos quaisquer alterações H.

Se somarmos H, bem como, encontramos a variação de entalpia:

Vamos tentar um que é um pouco mais complicado.

2) A partir das mudanças de entalpia seguintes:

Calcular o valor de H para a reação:

Se olharmos para a reação final, vemos que precisamos de 2 átomos de S no lado reagentes. A reação só com os átomos de S é a terceira reação, e, a fim de obter 2 átomos de S, é preciso multiplicar a reação todo por um fator de 2. O reagente na reação seguinte final é 2 de moléculas. A reação apenas com um DE molécula é a primeira reação, e, a fim de obter 2 de moléculas, é preciso multiplicar a reação todo por um fator de 2. No lado produtos da reação final, há um SF 4 molécula, ea única fonte possível da 4 SF molécula é a segunda reação. No entanto, o SF 4 molécula está no lado reagentes, o que não é o lado temos-lo. Então nós vamos ter de virar a segunda reação para obter o SF 4 molécula onde precisamos dela

Agora, se somar as reações, devemos acabar com a reação dada global:

Lembre-se que tudo o que fizemos para cada reação, temos que fazer a cada respectivo H . Então temos que multiplicar o primeiro e terceiro H valores por um fator de 2. Temos também para inverter o sinal do segundo H .

Quando acrescentamos estes acima obtemos:

Entalpia de formação ( H f)

A entalpia associada com a reação que forma um composto a partir dos seus elementos nos seus estados mais termodinamicamente estáveis. Estes são medidos em uma escala relativa em que zero é a entalpia de formação dos elementos nos seus estados mais termodinamicamente estáveis.

A entalpia padrão no estado da reação é igual à soma das entalpias de formação dos produtos menos a soma das entalpias de formação dos reagentes:

Entalpia amostra de cálculo formação

Calcular o calor emitido quando uma mole de B 5 H 9 reage com o oxigénio em excesso de acordo com a seguinte reação:

2 B5H9(g) + 12 O2(g) 5 B2H3(g) + 9 H2O(g)

Composto	H f(KJ / mol-K)
B 5 H 9 (g)	73,2
B 2 O 3 (g)	-1272,77
O 2 (g)	0
H2O (g)	-241,82

Na reação acima de 2 moles de B 5 H 9 reagir com 12 moles de O 2 para se obter cinco moles de B 2 O 3 e 9 moles de H 2 O.

Encontramos o H f subtraindo a soma das entalpias de o reagente a partir da soma dos entalpias dos produtos:

NOTA: O calor de formação de O 2 é zero porque esta é a forma do oxigénio no seu estado mais termodinamicamente estável.

Energia de ligação

A energia necessária para quebrar uma ligação. Energia de ligação é sempre um número positivo, porque a quebra de um vínculo requer uma entrada de energia (endotérmico). Quando uma ligação é formada, a quantidade de energia igual à energia de ligação é libertado.

As ligações quebradas são as ligações dos reagentes. As ligações formadas são os laços de produtos.

Cálculo da amostra

Encontrar H para a reação seguinte dadas as energias de ligação seguintes:

2 H2(g) + O2 2 H2O

 

Vínculo	Energia de ligação (KJ / mol)
HH	436
O = S	499
OH	463

Nós temos que descobrir quais ligações são quebradas e que as ligações são formadas.

2 ligações HH estão quebrados.

1 O = O vínculo é quebrado

2 ligações OH são formados por molécula de água, e existem 2 moléculas de água formadas, por conseguinte, 4 ligações OH são formados

Agora que pode substituir os valores dados na equação:

Bond de dissociação entalpia

A energia necessária para quebrar uma ligação XY para dar X e Y átomos na fase gasosa, tal como na reação seguinte:

XY(g) X(g) + Y(g)

Fonte: chemwiki.ucdavis.edu/educar.sc.usp.br/hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/www.chem.tamu.edu