A mudança de entalpia de uma reação é a quantidade de calor absorvido ou liberado quando a reação ocorre, se ocorrer a uma pressão constante. Você completa o cálculo de maneiras diferentes, dependendo da situação específica e das informações disponíveis. Para muitos cálculos, a lei de Hess é a principal informação que você precisa usar, mas se você conhece a entalpia dos produtos e dos reagentes, o cálculo é muito mais simples.

TL; DR (Muito Longo; Não leia)

Você pode calcular alterações na entalpia usando a fórmula simples: ∆H \u003d H _{produtos - H reagentes
Definição de entalpia}

A definição precisa de entalpia (H) é a soma da energia interna (U) mais o produto da pressão (P) e do volume (V). Em símbolos, é o seguinte:

H \u003d U + PV

Portanto, uma mudança na entalpia (∆H) é:

\u003dH \u003d ∆U + ∆P∆V

Onde o símbolo delta (∆) significa "alteração". Na prática, a pressão é mantida constante e a equação acima é melhor mostrada como:

∆H \u003d ∆U + P∆ V

No entanto, para uma pressão constante, a mudança na entalpia é simplesmente o calor (q) transferido:

∆H \u003d q

Se (q) for positivo, a reação é endotérmica (ou seja, absorve o calor do ambiente) e, se for negativa, a reação é exotérmica (ou seja, libera calor no ambiente). A entalpia possui unidades de kJ /mol ou J /mol ou, em geral, energia /massa. As equações acima estão realmente relacionadas à física do fluxo de calor e da energia: termodinâmica.
Cálculo simples de mudança de entalpia

A maneira mais básica de calcular a mudança de entalpia usa a entalpia dos produtos e dos reagentes. Se você conhece essas quantidades, use a seguinte fórmula para calcular a alteração geral:

\u003dH \u003d H _{produtos - H reagentes}

A adição de um íon sódio um íon cloreto para formar cloreto de sódio é um exemplo de reação que você pode calcular dessa maneira. O sódio iônico tem uma entalpia de -239,7 kJ /mol, e o íon cloreto tem entalpia -167,4 kJ /mol. O cloreto de sódio (sal de mesa) tem uma entalpia de -411 kJ /mol. A inserção desses valores fornece:

H
\u003d −411 kJ /mol - (−239,7 kJ /mol −167,4 kJ /mol)

\u003d −411 kJ /mol - (−407,1 kJ /mol)

\u003d −411 kJ /mol + 407,1 kJ /mol \u003d -3,9 kJ /mol

Portanto, a formação de sal libera quase 4 kJ de energia por mole

Entalpia de transições de fase

Quando uma substância muda de sólido para líquido, líquido para gás ou sólido para gás, existem entalpias específicas envolvidas nessas mudanças. A entalpia (ou calor latente) da fusão descreve a transição do sólido para o líquido (o inverso é menos esse valor e denominado entalpia de fusão), a entalpia da vaporização descreve a transição do líquido para o gás (e o oposto é a condensação) e a entalpia da sublimação descreve a transição do sólido para o gás (o inverso é novamente chamado de entalpia da condensação).

Para a água, a entalpia da fusão é ∆H _{derretendo \u003d 6,007 kJ /mol. Imagine que você aqueça o gelo de 250 Kelvin até derreter e, em seguida, aqueça a água a 300 K. A mudança de entalpia para as peças de aquecimento é apenas o calor necessário, para que você possa encontrá-lo usando:}

∆H \u003d nC∆T

Onde (n) é o número de mols, (∆T) é a mudança de temperatura e (C) é o calor específico. O calor específico do gelo é de 38,1 J /K mol e o calor específico da água é de 75,4 J /K mol. Portanto, o cálculo ocorre em algumas partes. Primeiro, o gelo deve ser aquecido de 250 K a 273 K (ou seja, -23 ° C a 0 ° C). Para 5 moles de gelo, é o seguinte:

\u003dH \u003d nC∆T

\u003d 5 mol × 38,1 J /K mol × 23 K

\u003d 4,382 kJ

Agora multiplique a entalpia de fusão pelo número de mols:

∆H \u003d n ∆H _derretendo

\u003d 5 mol × 6,007 kJ /mol

\u003d 30.035 kJ

Os cálculos para vaporização são os mesmos, exceto com a entalpia de vaporização no lugar da fusão. Por fim, calcule a fase final de aquecimento (de 273 a 300 K) da mesma maneira que a primeira:

∆H \u003d nC∆T

\u003d 5 mol × 75,4 J /K mol × 27 K

\u003d 10.179 kJ

Soma essas partes para encontrar a mudança total de entalpia para a reação:

∆H _{total \u003d 10.179 kJ + 30.035 kJ + 4.382 kJ}

\u003d 44.596 kJ
Lei de Hess

A lei de Hess é útil quando a reação que você está considerando tem duas ou mais partes e você deseja encontrar a mudança geral na entalpia. Ele afirma que a mudança de entalpia para uma reação ou processo é independente da rota pela qual ela ocorre. Isso significa que, se a reação se transformar em substância em outra, não importa se a reação ocorre em uma etapa (os reagentes se tornam produtos imediatamente) ou se ela passa por muitas etapas (os reagentes se tornam intermediários e depois se tornam produtos), a mudança de entalpia resultante é o mesmo nos dois casos.

Geralmente, ajuda a desenhar um diagrama (consulte Recursos) para ajudá-lo a usar esta lei. Um exemplo é que, se você começar com seis moles de carbono combinadas com três de hidrogênio, elas queimam para combinar com o oxigênio como uma etapa intermediária e depois formam o benzeno como produto final.
A lei de Hess afirma que a mudança na entalpia da reação é a soma das mudanças na entalpia de ambas as partes. Neste caso, a combustão de uma mole de carbono tem ∆H \u003d −394 kJ /mol (isso acontece seis vezes na reação), a mudança na entalpia para a combustão de uma mole de gás hidrogênio é ∆H \u003d −286 kJ /mol (isso acontece três vezes) e os intermediários de dióxido de carbono e água se tornam benzeno com uma alteração de entalpia de ∆H \u003d +3,267 kJ /mol.

Faça a soma dessas alterações para encontrar a alteração total de entalpia, lembrando-se de multiplicar cada um pelo número de mols necessários no primeiro estágio da reação:

∆H _{total \u003d 6 × (−394) + 3 × (−286) +3,267}

\u003d 3.267 - 2.364 - 858

\u003d 45 kJ /mol