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

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  • 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

Os diferentes modos de troca de calor originam vários tipos de entalpia
Os diferentes modos de troca de calor originam vários tipos de entalpia
Publicado por: Jennifer Rocha Vargas Fogaça
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