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O que é entalpia?

Para os cálculos de química a nível ENEM, entalpia pode ser considerada o mesmo que energia(em química a nível terceiro grau, existem situações em que entalpia difere de energia). Ambas entalpia e energia são medidas em joules (J) , mas entalpia é usada apenas em química, no conceito de energia das ligações químicas e da energia liberada ou consumida em uma reação química. Um dos métodos explicados aqui é justamente para calcular uma entalpia de reação com base nas entalpias das ligações químicas que são quebradas e feitas.

Um exemplo de energia liberada em uma reação química seria a queima de um combustível qualquer. Uma reação endotérmica é um pouco mais difícil de imaginar. Vou dar o exemplo daquela que é talvez a mais importante de todas: a fotosíntese. A energia necessária para produzir a glicose a partir do gás carbônico é fornecida pelo Sol, na forma de luz. A reação inversa À fotosíntese, que seria a oxidação da glicose nas células vivas, que é o processo pelo qual obtemos energia para viver, é uma reação exotérmica, cujo entalpia é calculada aqui.

Entalpia de formação (ou entalpia padrão de formação) - ΔH_f

Esta é a entalpia do processo de formação de uma determinada substância, a partir de elementos em suas formas mais estáveis , sob pressão atmosférica. Como comentei antes, trata-se de energia e portanto é medida em J. Normalmente usa-se kJ/mol ou kcal/mol. A caloria é uma unidade mais usada pelos químicos, mas a unidade oficial, no SI (sistema internacional) é o J.

Exemplo: CO₂

O oxigênio, sob pressão atmosférica, encontra-se sob a forma de gás. O carbono encontra-se sob a forma de sólido. A entalpia de formação do CO₂ é a entalpia da reação abaixo:

C + O₂ → CO₂

A entalpia de formação é quase sempre negativa (processo exotérmico), mas há alguns casos em que é positiva. Como explicado aqui, isso vai depender da entalpia das ligações quebradas e formadas na reação.

Exemplo: Alumínio como combustível do ônibus espacial

O óxido de alumínio, resultado da mistura de alumínio metal e oxigênio, tem uma alta entalpia de formação ΔH_f = -1674.1 kJ/mol e portanto libera muita energia. Ele é usado no combustível sólido do ônibus espacial.

4 Al +3 O₂ → 2Al₂O₃

Tabela de entalpias de formação (o f subscrito após ΔH indica formação)

Composto	ΔH_f (kJ / mol)
CaCO₃	−1206.9
CaCl₂	−795.8
MgCO₃	−1095.797
MgCl₂	−641.8
Mg(OH)₂	−924.54
Mg(OH)₂	−926.8
MgO	−601.6
HgO	−90.83
HgS	−58.2

dados da Wikipedia. A tabela completa pode ser vista aqui.

Entalpias são calculadas para diversos tipos de reações químicas

Acima dei o exemplo da entalpia de formação, que é aquela envolvida na reação de formar uma dada substância. Em seguida considero a entalia de combustão:

Entalpia de combustão

Esta é relativa à queima de substâncias, e portanto à reação com oxigênio.

Por exemplo a entalpia de combustão do metano , representada na reação abaixo. é ΔH = −891 kJ/mol).

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

O metano é usado como combustível em turbinas a gas e também nos foguetes da empresa SpaceX, que o utilizam em combinação como o oxigênio líquido. O uso do oxigênio puro oferece uma reação muito mais eficiente do que com o oxigênio do ar apenas (pois 80% do ar consiste de nitrogênio, e apenas 20% é oxigênio).

Turbina a gás (crédito: U.S. National Archives)

A entalpia de formação de óxidos é igual à entalpia de combustão, pois ambas são uma reação com oxigênio. Portanto a entalpia de formação do Al₂O₃ é igual à entalpia de combustão do Al. A tabela abaixo inclui outros exemplos de entalpias de formação que são também entalpias de combustão:

Composto	ΔH_f (kJ / mol)
Al₂0₃	-1674.1
B₂O₃	-1271.5
Cr₂O₃	-1138.6
MgO	-601.1
NaO	-413.8

Entalpia reticular (de um cristal) ou entalpia de cristalização ou entalpia de rede (lattice enthalpy)

Esta é a energia liberada poe íons que se unem formando um cristal.

Por exemplo, o processo abaixo é observado na formação do sal de cozinha:

Na⁺ (g) + Cl⁻ (g) → NaCl (s)

A entalpia deste processo é -786 kJ/mol.

Cristal de NaCl com Cl em verde e Na em amarelo

Perceba que os íons estão no estado gasoso. Entalpias de cristalização para outros compostos são dadas na tabela abaixo:

Composto	ΔH_f (kJ / mol)
LiF	−1030 kJ/mol
NaCl	−786 kJ/mol
NaBr	−747 kJ/mol
NaI	−704 kJ/mol
CsCl	−657 kJ/mol

Perceba que a energia de cristalização é maior no caso do LiF, porque átomos menores podem chegar mais perto e formar ligações mais fortes .

Perceba também que cristais com frequencia se formam apartir de um elemento dos 2 primeiros grupos da tabela periódica, com outro dos 2 últimos grupos à direita (sem considerar os gases nobre que sabemos não participam de ligações - com raras exceções).

As energias de rede podem ser calculadas usando o ciclo de Born-Haber

Entalpia de hidrogenação

Esta é a entalpia associada à reação com hidrogênio (H₂ ). Vejamos o exemplo da reação de ciclohexeno com hidrogênio, cujo produto é o ciclohexano:

Perceba que o processo é exotérmico (sinal negativo). A ligação dupla desaparece e a molécula fica saturada.

No caso do benzeno, que tem 3 ligações duplas, se esperaria que a entalpia de hidrogenação fosse 3 vezes este valor, mas é muito menos. Isto deve-se à energia de ressonância.

Entalpia de solvatação

Essa é relacionada ao processo de dissolução de um soluto em um solvente. Por exemplo, dissolver sal na água. Nem todos concordam se isto é uma reação química ou não (ver por exemplo esta referência), mas o fato é que há interações entre os íons carregados e o solvente. No exemplo do sal na água, as moléculas de água (devido à polaridade delas - revisar ponte de hidrogênio) se orientarão com suas cargas parciais negativas voltadas para os íons positivos (e vice-versa para os negativos).

Essas interações entre o dipolo da água e íons em solução são muito mais fracas que as ligações covalentes, mas assim mesmo podem transferir energia.

A entalpia de solvatação é composta de 3 partes:

1) a quebra das ligações no sólido (soluto)- endotérmica

2) A quebra da interações entre as moléculas do solvente (por exemplo pontes de hidrogênio)- endotérmica

3) a interação entre moléculas do solvente e do soluto - exotérmica

Portanto a soma destas 3 etapas pode resultar numa solvatação exotérmica ou endotérmica. Por exemplo a diluição de soda cáustica em água produz um aumento grande de temperatura (exotérmica) , enquanto a diluição de bicarbonato de sódio em água causa uma diminuição da temperatura (endotérmica).Esta última pode ser feita na cozinha facilmente. E mesmo que não tiver termômetro, você pode sentir um esfriamento.

foto cobre 2+ com coordenação

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