Entalpia

Entalpia

Em termos mais práticos, podemos dizer que: “Em um sistema químico, a energia total é chamada entalpia e é designada por H”.
Quando o sistema sofre uma transformação no seu estado, a variação de entalpia (∆H) é dada por:
Estado inicial → Estado final
H1 → H2
∆H = H2 – H1 ou ∆H = HP - HR onde H1 ou HR é a entalpia do sistema no seu estado inicial (reagente), e H2 ou HP a entalpia do sistema no seu estado final (produto).
Um mol de cada substância tem uma energia total (H) característica, assim como tem uma massa característica.
Em uma reação química, o calor de reação mede a diferença entre os conteúdos energéticos dos produtos e dos reagentes.
Se a pressão e a temperatura nos estados inicial e final forem as mesmas, o calor da reação será a medida do ∆H.
Em uma reação exotérmica, H2 é menor que H1, de modo que ∆H tem valor negativo (∆H < 0).

Usando valores imaginários de entalpia, o leitor poderá 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
Em uma reação endotérmica, H2 é maior que H1, de modo que ∆H tem um valor positivo (∆H > 0).

Usando valores imaginários, 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) ou H2(g) + I2(s) → 2HI(g) – 12,4 kcal