Tipos de Entalpia
Os diferentes modos de troca de calor originam vários 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 = Hprodutos – Hreagentes).

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)    ?Hfusão = +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) ?Hliquefação = -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)   ?Hsolidificação = -7,3 kJ

  • 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:

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)    ?H =-286 kJ/mol

?H = HProdutos – HReagentes
-286 kJ/mol = HH2O – (HH2 + H1/2 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:

CH4(g) + ½ O2 → 1 CO2(g) + 2 H2O    ?H0combustão = -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)  ?Hneutralização = -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)        ?Hret = +623 kJ/mol
K+(g) + I-(g) → K+(aq) + I-(aq)     ?Hhid = -611 kJ/mol
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KI(s) → K+(aq) + I-(aq)    ?Hsol = ?Hret + ?Hhid
?Hsol = (+623 + (-611)) kJ/mol
?Hsol = + 21 kJ/mol

Resumo dos tipos de Entalpia:

Esquema resumido dos principais tipos de entalpia

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