Trabalho de Química sobre Entalpia.

1. Colégio Militar Tiradentes
Ensino Médio – 2 ano D
Disciplina: Química
Professor: Paulo Vïllis

2. Tópicos
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Introdução
Cálculo da Entalpia
Reações Exotérmicas
Reações Endotérmicas
Entalpia de Formação
Entalpia de Combustão
Entalpia de Ligação
Entalpia de Neutralização
Conclusão
Referências

3. Introdução
Entalpia é a quantidade de energia contida em uma
determinada substância que sofre reação. Através dela,
calcula-se o calor de um sistema. É a forma mais usada de
expressar o conteúdo calorífico de um componente em uma
reação química. A variação da Entalpia está na diferença
entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes. Sendo
assim, o calor de uma reação corresponde ao calor liberado
ou absorvido em uma reação, e é simbolizado por ∆H. A
unidade no Sistema Internacional de Medidas (SI) de
variação de entalpia é KJ/mol.

4. Cálculo da Entalpia
 Não há como determinar a quantidade de energia em uma
substância, mas podemos conhecer e medir sua variação.
Por essa razão, a variação de entalpia (∆H) é dada por:
ΔH = HP – HR ou ΔH = H2 – H1
onde HP ou H1 é a entalpia do sistema no seu estado inicial
(reagente), e HR ou H2 é a entalpia do sistema no seu
estado final (produto).

5. Reações exotérmicas
 Em reações exotérmicas, a entalpia final é menor do que a
entalpia inicial, já que neste tipo de reação ocorre a
liberação de energia. Podemos dizer então que H2 é menor
que H1, de modo que ∆H tem valor negativo (∆H < 0).
Exemplo: queima de alimentos pelo organismo, reações de
combustão.

6.  As reações exotérmicas possuem um balanço negativo de
energia quando se compara a entalpia total dos reagentes
com a dos produtos. Assim, a variação entálpica final é
negativa (produtos menos energéticos do que os reagentes)
e indica que houve mais liberação de energia, na forma de
calor, para o meio externo que absorção – também sob
forma de calor. Portanto, a temperatura final dos produtos
é maior que a temperatura inicial dos reagentes. Qualquer
tipo de combustão é exemplo de reação exotérmica.

7. Reações endotérmicas
 Em reações endotérmicas, a entalpia final é maior que a
entalpia inicial, já que neste tipo de reação ocorre a
absorção de energia, ou seja, H2 é maior que H1, de modo
que ∆H tem um valor positivo (∆H > 0).

8.  Um exemplo de entalpia é quando a luz solar incide em
moléculas de clorofila das plantas, ocorrendo uma reação
endotérmica. A planta absorve parte da energia luminosa
permitindo a reação do gás carbônico com água, que
produz carboidratos e libera oxigênio, no processo
chamado fotossíntese.

9.  Usando valores imaginários de entalpia, podemos entender
mais facilmente o sinal de ∆H.
∆H = HP – HR = 32 – 100 = -68
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) ∆H = -68 kcal
Classicamente, o calor de reação seria um “produto”:
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) + 68 kcal

10.  Usando valores imaginários, numa reação endotérmica,
teríamos:
∆H = HP – HR = -62,4 – 50 = + 12,4
H2(g) + I2(s) → 2HI(g) ∆H = + 12,4 kcal
Classicamente, o calor de reação seria um “reagente”.
H2(g) + I2(s) + 12,4 kcal → 2HI(g)

11. Entalpia de Formação
 Também chamada de calor de formação, a entalpia (H)
de formação é o calor liberado ou absorvido numa reação
que forma 1 mol de uma substância simples no seu estado
padrão.
 Ocorre na formação de um mol da substância considerada,
a partir das substâncias simples, todas no estado padrão.

12. Entalpia de Combustão
 A Entalpia de combustão, também chamada de calor de
combustão, é a variação da energia liberada sob a forma de
calor através da queima de 1 mol de qualquer substância,
estando todos os reagentes no estado padrão (temperatura
de 25°C, pressão de 1 atm.
 É a variação verificada na combustão total de um mol da
substância considerada, supondo-se todas as substâncias
no estado-padrão.

13. Entalpia de Ligação
 À quantidade de energia envolvida no rompimento de 1 mol
de ligações químicas entre átomos numa temperatura de
25°C e pressão de 1 atmosfera damos o nome de entalpia
de ligação ou energia de ligação.
 É a variação verificada na quebra de 1 mol de uma
determinada reação química, supondo-se todas as
substâncias no estado gasoso, nas condições padrão. É um
processo sempre endotérmico, portando H é positivo.

14. Conclusão
 Em termos mais práticos, podemos dizer que: “Em um
sistema químico, a energia total é chamada entalpia e é
designada por H”. A variação da entalpia pode ser
conhecida dependendo da temperatura, pressão, estado
físico, número de mol, entre outros. Foi criada uma forma
padrão de realizar tais comparações, chamada entalpiapadrão, para que as entalpias sejam comparadas de acordo
com uma da mesma condição, o que leva o nome de estadopadrão.

15. Referências
 www.infoescola.com/quimica/entalpia/
 www.brasilescola.com/quimica/entalpia
 pt.scribd.com/doc/3999874/Quimica-PPT-
Termoquimica-Entalpia
 educar.sc.usp.br/quimapoio/entalpia