Entalpia

Entalpia é a quantidade de conteúdo térmico utilizado ou libertado em um sistema a uma pressão constante. A variação de entalpia está relacionada com uma alteração na energia interna (U) e uma mudança no volume (V), que é multiplicado pela pressão constante do sistema.

A entalpia (H) é a soma da energia interna (U) e o produto da pressão e volume (PV), dada pela equação:

H = U +PV

Quando ocorre um processo a pressão constante, o calor envolvido (seja liberado ou absorvido) é igual à variação de entalpia. Sendo ela uma função de estado que depende inteiramente da Temperatura, Pressão e Energia Interna. Normalmente é expressa como a alteração na entalpia (ΔH) para um processo entre os estados iniciais e finais:

Também a pressão constante, o fluxo de calor (q) para o processo é igual à variação de entalpia definida pela equação:

Ao olhar para se "q" é exotérmico ou endotérmico podemos determinar uma relação entre ΔH e q. Se a reação absorve o calor, é endotérmico. Isto significa que a reação consome calor do ambiente para que seja q> 0 (positivo). Portanto, a temperatura e pressão constantes, pela equação de cima, se q for positivo, então ΔH também é positivo. E o mesmo vale para se a reação liberar calor, sendo exotérmico, ou seja, o sistema emite calor para o seu entorno, assim q <0 (negativo). E se q for negativo, então ΔH também será negativo.

Variação de entalpia que acompanha a mudança de estado da matéria:

Quando um líquido se vaporiza, o líquido tem de absorver o calor do seu ambiente para substituir a energia absorvida pelas moléculas de vaporização, a fim de que a temperatura se mantenha constante. Este calor necessário para vaporizar o líquido é chamado de entalpia, ou muitas vezes, o calor de vaporização. Para a vaporização de um mol de água a entalpia é dada como:

Quando um sólido se derrete, a energia necessária é igualmente chamada de entalpia, ou calor de fusão. Para um mol de gelo a entalpia é dada como:

A entalpia de transição de fase:

Entalpia pode ser representado como a entalpia padrão, ΔH. O estado padrão é definido como a substância pura mantida constante a 1 bar de pressão.

As transições de fase, tal como o gelo à água líquida, requerem absorver uma determinada quantidade de entalpia:

·    Entalpia padrão de vaporização: Δvap H° é a energia que deve ser fornecida na forma de calor à pressão constante por mol de moléculas vaporizadas (líquido para o gasoso).

·   Entalpia de fusão: Δfus H° é a energia que tem de ser fornecido na forma de calor à pressão constante por mole de moléculas fundidas (sólido para líquido).

·    Entalpia de sublimação: Δsub H° é a energia que tem de ser fornecido na forma de calor à pressão constante por mole de moléculas convertidos em vapor a partir de um sólido.

A entalpia de condensação é o inverso da entalpia de vaporização e a entalpia de congelamento é o inverso da entalpia de fusão. A variação de entalpia de transição de fase reversa é o negativo da variação de entalpia da transição de fase para a frente. Além disso, a variação de entalpia de um processo completo é a soma das alterações de entalpia para cada uma das transições de fase incorporados no processo.

Vamos a um exemplo:

Calcular a entalpia (ΔH) para o processo em que 45,0 gramas de água é convertida a partir de líquido de 10 ° C a vapor a 25 ° C.

Resolução:

Parte 1: Aquecimento de água 10.0-25.0 °C

ΔkJ = 45.0g H20 x (4.184J/gH20°C) x (25.0 - 10.0)°C x 1kJ/1000J = 2.82 kJ

Parte 2: A vaporização de água a 25.0 °C

ΔkJ = 45.0 g H2O x 1 mol H2O/18.02 g H2O x 44.0 kJ/1 mol H2O = 110 kJ

Parte 3: Total variação de entalpia

ΔH = 2.82 kJ + 110kJ

ΔH = 112.82kJ

Para quem quiser maiores informações e detalhes, aconselho o vídeo abaixo: