Esistono diversi fattori che possono modificare la variazione di entalpia di un processo, come temperatura, pressione, stato fisico, numero di moli e varietà allotropica del composto. Ad esempio, di seguito sono riportate tre reazioni di formazione di anidride carbonica nelle stesse condizioni di temperatura e pressione. Tuttavia, in ciascuno di essi è stata utilizzata una quantità di materiale per i reagenti. Di conseguenza, la variazione di entalpia di ciascuna reazione ha dato un valore diverso:
Ç(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393 kJ (25°C, 1 atm)
½ C(grafite) + ½ il2(g) → ½ CO2(g) ∆H = -196,5 kJ (25°C, 1 atm)
2C(grafite) + 2 O2(g) → 2 CO2(g) ∆H = -786 kJ (25°C, 1 atm)
Tuttavia, quando il valore della variazione di entalpia viene misurato per 1 mole di sostanza in condizioni standard (quando la sostanza è nella sua forma allotropica più stabile, ad una temperatura di 25°C e sotto una pressione di 1 atm), si chiama entalpia standard.
Se tutti i reagenti e i prodotti sono allo stato standard, la variazione di entalpia sarà indicata dal seguente simbolo
H0, ricordando che la variazione di entalpia è data da:H = HPRODOTTI - HREAGENTI.L'entalpia standard è importante perché funge da standard di riferimento. Per esempio,è stato adottato che per tutte le sostanze semplici in condizioni standard il valore di entalpia è uguale a zero.
Ad esempio, gas idrogeno (H2), a 25 °C, sotto 1 atm, allo stato gassoso H0= 0. Se è in qualsiasi altra condizione, la sua entalpia sarà H0≠ 0.
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Quando la sostanza semplice ha varietà allotropiche, il valore H0= 0 sarà assegnato alla varietà allotropica più comune. Ad esempio, l'ossigeno ha due forme allotropiche, quella dell'ossigeno gassoso (O2) e ozono (O3), il gas ossigeno è il più comune, quindi ha H0= 0 e l'ozono ha H0≠ 0.
Vedi altri tre esempi:
- Carbonio:
il Cgrafite ha H0= 0 e il CDiamante presenta H0≠ 0. - Fosforo:
Il fosforo bianco ha H0= 0 e il fosforo rosso ha H0≠ 0. - Zolfo:
Lo zolfo rombico ha H0= 0 e lo zolfo monoclino ha H0≠ 0.
Sapendo questo, è possibile determinare l'entalpia di sostanze che non sono semplici, ma che sono formati da sostanze semplici. Si consideri ad esempio la seguente reazione:
Yn(S) + O2(g) → SnO2(i) ∆H = -580 kJ (25°C, 1 atm)
Possiamo calcolare l'entalpia di SnO2(i) (HSnO2) in questa reazione, poiché sappiamo che l'entalpia dei due reagenti è uguale a zero, trattandosi di sostanze semplici:
H = HPRODOTTI - HREAGENTI
H = HSnO2 - (HYn + HO2)
-580 kJ = HSnO2 – 0
HSnO2= - 580 kJ
Il valore era negativo perché la sua entalpia è inferiore all'entalpia dei reagenti e non perché il suo contenuto energetico è negativo, poiché ciò non sarebbe possibile.
di Jennifer Fogaça
Laureato in Chimica
Vorresti fare riferimento a questo testo in un lavoro scolastico o accademico? Guarda:
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Entalpia standard"; Scuola Brasile. Disponibile in: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/entalpia-padrao.htm. Consultato il 28 giugno 2021.
