Química · 11.ª–12.ª classe

O que é a entalpia?

  • 10 min de leitura
  • 4 exemplos resolvidos
  • 5 exercícios com solução
  • Atualizado em

Resposta curta

A entalpia (H) é a grandeza que mede o conteúdo energético de um sistema a pressão constante. O que se mede na prática é a sua variação (ΔH): é igual ao calor trocado numa transformação a pressão constante. Se ΔH for negativo, a reação liberta calor (exotérmica); se for positivo, absorve calor (endotérmica).

Definição e características

Definição

Em Termoquímica, a entalpia define-se por H = U + p·V, onde U é a energia interna, p a pressão e V o volume. Não é preciso decorar esta fórmula no ensino secundário; basta reter a ideia: a entalpia é o «saldo» de energia de um sistema à pressão da atmosfera, que é a pressão a que quase tudo acontece (um tubo de ensaio aberto, uma panela ao lume).

O valor absoluto de H de uma substância não se mede. Mede-se a variação de entalpia:

Variação de entalpia

ΔH = H(produtos) − H(reagentes) · a pressão constante, ΔH = Q

Características principais

  • É função de estado: só depende do estado inicial e do estado final, e não do caminho seguido. É esta propriedade que permite a lei de Hess.
  • Unidades: joule (J) ou quilojoule (kJ); em reações, costuma exprimir-se em kJ para a equação escrita ou em kJ/mol.
  • Sinal: ΔH < 0 (exotérmica, o sistema perde energia para o ambiente); ΔH > 0 (endotérmica, o sistema ganha energia do ambiente).
  • Depende das quantidades: se se duplicam os coeficientes da equação, duplica-se o ΔH.
  • Depende do sentido: a reação inversa tem o ΔH com o sinal oposto.
  • Depende do estado físico: H2O(l) e H2O(g) têm entalpias diferentes, logo o ΔH muda se o estado muda.

Equação termoquímica

É uma equação acertada, com os estados físicos e o ΔH correspondente. Exemplo: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH = −890 kJ. Lê-se: por cada 1 mol de CH4 que reage, libertam-se aproximadamente 890 kJ (valor arredondado; confirme os valores de tabela do seu manual).

Exemplos do quotidiano

  • Gás de cozinha a arder (fogão): reação exotérmica; o calor libertado cozinha os alimentos. ΔH < 0.
  • Compressas frias instantâneas (para lesões desportivas): contêm um sal, como o nitrato de amónio, que absorve calor ao dissolver-se na água e arrefece a embalagem. Transformação endotérmica, ΔH > 0.
  • A transpiração a arrefecer a pele: a água líquida passa a vapor absorvendo calor do corpo. A vaporização é endotérmica.
  • Cubos de gelo num copo: fundem-se ao absorver calor do refrigerante; ΔH > 0 para o gelo.
  • Carvão a arder numa fogueira: reação exotérmica, que liberta calor e luz.

Importância e aplicações

  • Combustíveis: comparar o calor libertado por mol ou por grama de combustíveis ajuda a escolher o mais eficiente.
  • Indústria química: saber se uma reação liberta ou absorve calor permite dimensionar o arrefecimento ou o aquecimento de um reator.
  • Previsão: o ΔH, juntamente com outros fatores, ajuda a perceber que reações podem ocorrer espontaneamente.
  • Cálculos: a partir de entalpias de formação, energias de ligação ou da lei de Hess calcula-se o ΔH de reações difíceis de medir diretamente.

Exemplos resolvidos

Exemplo 1 — Calor libertado numa combustão

Enunciado: Dada CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l), ΔH = −890 kJ, calcule o calor libertado na combustão de 8,0 g de metano. M(CH4) = 16 g/mol.

Resolução:

  1. Quantidade de matéria: n = 8,0 g ÷ 16 g/mol = 0,50 mol.
  2. A equação refere 1 mol de CH4 para −890 kJ.
  3. Para 0,50 mol: ΔH = 0,50 × (−890) = −445 kJ.

Resposta: libertam-se 445 kJ (ΔH = −445 kJ). Verificação: o dobro, 1,0 mol (16 g), liberta 890 kJ.

Exemplo 2 — Fusão do gelo

Enunciado: A fusão do gelo é H2O(s) → H2O(l), ΔH = +6,0 kJ/mol. Que energia absorvem 90 g de gelo ao fundir? M(H2O) = 18 g/mol.

Resolução:

  1. n = 90 ÷ 18 = 5,0 mol.
  2. Energia = 5,0 mol × 6,0 kJ/mol = 30 kJ.

Resposta: o gelo absorve 30 kJ (transformação endotérmica). Verificação: 30 ÷ 5,0 = 6,0 kJ/mol.

Exemplo 3 — Escalar e inverter a equação

Enunciado: Sabe-se que 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l), ΔH = −572 kJ. Determine o ΔH de: (a) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l); (b) 2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g); (c) 4 H2(g) + 2 O2(g) → 4 H2O(l).

Resolução:

  1. (a) A equação foi dividida por 2, logo o ΔH também: −572 ÷ 2 = −286 kJ.
  2. (b) É a equação original ao contrário: o sinal troca, +572 kJ.
  3. (c) A equação foi multiplicada por 2: 2 × (−572) = −1 144 kJ.

Resposta: (a) −286 kJ; (b) +572 kJ; (c) −1 144 kJ. Verificação: a soma de (a) multiplicada por 2 dá −572 kJ, o valor original.

Exemplo 4 — Nível de exame: síntese do amoníaco

Enunciado: Na reação N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g), ΔH = −92 kJ. (a) Classifique a reação. (b) Calcule o calor trocado na formação de 3,4 g de NH3. M(NH3) = 17 g/mol. (c) O ambiente aquece ou arrefece?

Resolução:

  1. (a) ΔH < 0: reação exotérmica.
  2. (b) n(NH3) = 3,4 ÷ 17 = 0,20 mol. A equação dá −92 kJ para 2 mol, logo para 0,20 mol: −92 × 0,20 ÷ 2 = −9,2 kJ.
  3. (c) Como o sistema liberta calor, o ambiente recebe-o e aquece.

Resposta: (a) exotérmica; (b) libertam-se 9,2 kJ; (c) o ambiente aquece. Verificação: 0,20 mol é um décimo de 2 mol, e um décimo de 92 kJ é 9,2 kJ.

Erros e confusões frequentes

  • Confundir entalpia com temperatura. A temperatura mede a agitação média das partículas; a entalpia é uma energia e depende da quantidade de matéria. Um balde de água morna pode ter mais entalpia do que uma colher de água a ferver.
  • Trocar o sinal: «exotérmica» é ΔH negativo (liberta calor), porque o sistema perde energia. Muitos estudantes ligam «liberta» a «positivo».
  • Pensar que ΔH é a energia de ativação. O ΔH compara reagentes e produtos; a energia de ativação é a barreira que é preciso vencer para a reação começar.
  • Esquecer os estados físicos. O ΔH da formação de H2O(l) (−286 kJ/mol) é diferente do de H2O(g) (cerca de −242 kJ/mol).
  • Não ajustar o ΔH às quantidades. O valor da equação refere-se aos coeficientes escritos, não a «uma amostra qualquer».
  • Dizer que a entalpia «se mede». Medem-se variações de entalpia (por calorimetria), não o valor absoluto de H.

Exercícios propostos

Tente resolver primeiro no caderno; depois confira.

1Exercício 1

A dissolução do nitrato de amónio em água é NH4NO3(s) → NH4+(aq) + NO3-(aq), ΔH ≈ +26 kJ/mol. A reação é exotérmica ou endotérmica? O que sente quem segura o recipiente?

Ver solução

ΔH > 0: endotérmica. O sistema absorve calor do ambiente, incluindo da mão, por isso o recipiente fica frio.

2Exercício 2

C(s) + O2(g) → CO2(g), ΔH = −394 kJ. Calcule o calor libertado na combustão de 6,0 g de carbono. M(C) = 12 g/mol.

Ver dica

Calcule primeiro a quantidade de matéria de carbono.

Ver solução

n = 6,0 ÷ 12 = 0,50 mol. A equação dá −394 kJ por mol de C, logo 0,50 × (−394) = −197 kJ: libertam-se 197 kJ.

3Exercício 3

Sabendo que C(s) + O2(g) → CO2(g) tem ΔH = −394 kJ, qual é o ΔH de 2 CO2(g) → 2 C(s) + 2 O2(g)?

Ver dica

Duas alterações: reação inversa e coeficientes a dobrar.

Ver solução

A equação pedida é a original invertida e multiplicada por 2. Invertida: +394 kJ; multiplicada por 2: +788 kJ.

4Exercício 4

Numa reação, ΔH < 0. Diga se a temperatura do ambiente à volta do sistema sobe ou desce e justifique. A reação inversa será exotérmica ou endotérmica?

Ver solução

Se ΔH < 0, o sistema liberta calor para o ambiente, que aquece (a temperatura sobe). A reação inversa tem ΔH com sinal oposto (> 0), logo é endotérmica.

5Exercício 5

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l), ΔH = −286 kJ. Que energia se liberta na combustão de 4,0 g de hidrogénio? M(H2) = 2,0 g/mol.

Ver dica

A equação refere 1 mol de H2.

Ver solução

n(H2) = 4,0 ÷ 2,0 = 2,0 mol. Energia = 2,0 × (−286) = −572 kJ: libertam-se 572 kJ.

Perguntas frequentes

Qual é a diferença entre entalpia e conceitos parecidos?

A temperatura mede a agitação das partículas; o calor é energia em trânsito entre corpos; a energia interna é toda a energia das partículas do sistema; a entalpia é a energia interna acrescida de p·V. A pressão constante, o calor trocado é igual à variação de entalpia.

Onde se aplica a entalpia na prática?

Na escolha de combustíveis, no dimensionamento de reatores e fornos, nos cálculos de energia dos alimentos e em tudo o que envolva aquecer ou arrefecer reações. Qualquer cálculo de «quanto calor liberta esta reação» é um cálculo de ΔH.

Que erros os estudantes cometem sobre a entalpia?

Os mais comuns são trocar o sinal de ΔH, confundir calor com temperatura e esquecer de ajustar o ΔH ao número de mol que reage. A secção «Erros e confusões frequentes» tem mais pormenores.

Entalpia é o mesmo que energia?

Não exatamente. É uma forma de energia útil quando a pressão é constante, e inclui o termo p·V além da energia interna. Em muitos exercícios do secundário, calor a pressão constante e variação de entalpia são tratados como a mesma coisa.

Resumo

  • A entalpia é uma função de estado; mede-se a sua variação ΔH = H(produtos) − H(reagentes).
  • A pressão constante, ΔH = calor trocado.
  • ΔH < 0: exotérmica (liberta calor). ΔH > 0: endotérmica (absorve calor).
  • O ΔH depende dos coeficientes, do sentido da reação e dos estados físicos.
  • Numa equação termoquímica, o valor de ΔH refere-se aos coeficientes escritos, que se multiplicam ou dividem como a equação.

Onde aprofundar

  • O manual de Química da sua classe e o programa oficial (INIDE / Ministério da Educação de Angola), confirmando a edição em vigor.
  • Os valores de ΔH deste artigo são arredondados; confirme os valores de tabela no seu manual.
  • O manual aberto OpenStax Chemistry (em inglês), capítulo sobre termoquímica.

Continue a estudar

11.ª–12.ª classe9 min

Como interpretar um diagrama de entalpia?

Num diagrama de entalpia, o eixo vertical é a entalpia (H) e o horizontal é o progresso da reação. Leia o nível dos reagentes, o dos produtos e o máximo da curva. A…

4 exemplos5 exercícios com solução

11.ª–12.ª classe10 min

O que é a lei de Hess?

A lei de Hess diz que a variação de entalpia de uma reação é a mesma quer a reação se faça numa só etapa, quer em várias, porque só depende dos estados inicial e final…

4 exemplos5 exercícios com solução

Ver tudo de Química · Capítulo: Termoquímica