IL entalpia è una funzione termodinamica per cui calcola il calore coinvolto nei processi isobarici, cioè che vengono mantenuti sotto pressione costante. Il suo sviluppo avvenne poco dopo la caduta della teoria calorica, con l'avanzata di termodinamica tra il 1840 e il 1850.
L'entalpia, per che cosaumica, non ha molto significato se viene lavorato come valore assoluto e isolato, ma lo ha quando si considera il variazione del suo valore in un processo chimico. Esistono diversi modi per calcolare la variazione di entalpia di un processo, i principali sono attraverso le energie di formazione, legame e anche dal làciao da hess.
Leggi anche: Cos'è Gibbs Free Energy?
Riepilogo dell'entalpia
L'entalpia è uno strumento termodinamico per il calcolo del calore coinvolto nei processi che avvengono a pressione costante.
È stato definito dal fisico americano Josiah W. Gibbs, nel contesto della caduta della teoria calorica.
In chimica, usiamo sempre la variazione di entalpia, rappresentata come ΔH.
Le reazioni chimiche che assorbono calore sono chiamate endotermiche e hanno ΔH > 0.
Le reazioni chimiche che rilasciano calore sono chiamate esotermiche e hanno ΔH < 0.
Video lezione sull'entalpia
Cos'è l'entalpia?
L'entalpia, sempre rappresentata da H, inizialmente era definito dal fisico americano Josiah Willard Gibbs, che chiamò funzione del calore a pressione costante, poiché, con le sue parole:
“[…] la diminuzione di funzione rappresenta, in tutti i casi in cui la pressione non varia, il calore ceduto dal sistema.”
Non fermarti ora... C'è dell'altro dopo la pubblicità ;)
Dal lavoro di Gibbs, quindi, possiamo comprendere l'entalpia come una funzione termodinamica la cui variazione è numericamente uguale alla quantità di calore scambiata nel sistema, a pressione costante. Ciò significa che, nei processi isobarici (come la maggior parte dei processi chimici), conoscendo calcolare la variazione della funzione entalpia, si può quindi conoscere il valore del calore scambiato tra sistema e quartiere.
Tale correlazione con le cause del calore molti studenti pensano erroneamente che entalpia sia sinonimo di calore o qualcosa come contenuto energetico, contenuto di calore, calore rilasciato e calore assorbito e simili.
L'entalpia nacque nel contesto del crollo della teoria calorica, che trattava il calore come una sostanza materiale imponderabile che veniva trasferita da corpi più caldi a corpi più freddi. Pertanto, era necessario disporre di un nuovo strumento per il calcolo del calore. La soluzione, quindi, era utilizzare quantità che avevano già definito equazioni termodinamiche, come l'entalpia.
Leggi anche: Come calcolare la variazione di entalpia della soluzione?
variazione di entalpia
Poiché l'entalpia è uno strumento utilizzato per calcolare il calore scambiato in un processo chimico, non ha senso utilizzarlo come numero assoluto, isolato, ma considerando la sua variazione, cioè in pratica, dovremmo solo valutare quanto, numericamente, è cambiata l'entalpia durante il processo chimico, poiché la termodinamica ci assicura che la sua la variazione è numericamente uguale al calore ceduto o assorbito nel processo.
A rigor di termini, possiamo definire la variazione di entalpia come:
H = HFinale - Hiniziale
Come nei processi chimici, il passaggio finale può essere considerato i prodotti e il passaggio iniziale può essere considerato i reagenti. È anche comune vedere la definizione di variazione di entalpia come:
H = Hprodotti - Hreagenti
Dal punto di vista pratico e interpretativo, se la variazione di entalpia è positiva (H> 0), diciamo che la reazione chimica è Endotermico, cioè c'è assorbimento di calore durante tutto il processo. Già se la variazione di entalpia è negativa (H< 0), diciamo che la reazione chimica è esotermico, cioè, il calore viene rilasciato durante il processo.
La variazione di entalpia, in molti casi, si osserva nei grafici, come mostrato negli esempi seguenti.
Esempio 1:
Grafico della reazione endotermica
Nei grafici dell'entalpia per le reazioni endotermiche si vede che la quantità di entalpia dei prodotti è maggiore di quella dei reagenti, indicando che la variazione lungo la reazione è positiva. Quindi, se ΔH > 0, possiamo dire che il processo chimico è avvenuto con assorbimento di calore.
Esempio 2:
Grafico della reazione esotermica:
Nei grafici dell'entalpia per le reazioni esotermiche, si può vedere che la quantità di entalpia dei prodotti è inferiore a quella dei reagenti, indicando che la variazione lungo la reazione è negativa. Quindi, essendo ΔH < 0, possiamo dire che il processo chimico è avvenuto con rilascio di calore.
Maggiori informazioni su queste classificazioni delle reazioni chimiche nel testo: PERprocessi endotermici ed esotermici.
Tipi di entalpia
entalpia di formazione
IL entalpia di formazione é calcolato basato sul formazione reazioni chimiche, che sono reazioni in cui si forma una mole di sostanze composte dalle loro sostanze semplici più stabili a temperatura ambiente e 1 atmosfera di pressione.
h2(g) + ½ O2 (g) → H2O (l) H°F = -286 kJ/mol
Il grande vantaggio dell'entalpia di formazione è che le sostanze semplici che sono più stabili a temperatura ambiente e 1 atmosfera di pressione hanno un'entalpia concordata pari a zero. Questo non vuol dire che siano effettivamente zero, ma, per semplificazione e migliore classificazione, vengono trattati così.
Essendo h = Hprodotti - Hreagenti, se consideriamo, allora, che Hreagenti = 0, possiamo dire che il valore osservato di ΔH è relativo solo ai prodotti, che, in questi casi, sono sempre una mole della sostanza composta. Pertanto, indichiamo questo valore come la variazione di entalpia standard della formazione dell'acqua, rappresentata da ΔH°F.
Fu con questa metodologia che diverse sostanze ebbero le loro variazioni di entalpia standard tabelle di formazione, come possiamo vedere di seguito.
Sostanza |
Entalpia di formazione (ΔH°F) in kJ/mol |
CO2 (G) |
-393,4 |
CaO(i) |
-634,9 |
Ciao G) |
+25,9 |
NO (g) |
+90,1 |
entalpia di legame
L'entalpia di legame serve per indicare la quantità di energia coinvolta nella rottura o formazione di una data mole. legame chimico.
Resta inteso che, per rompere un legame chimico, è necessario assorbire calore, in modo che gli atomi di legame aumentino la loro Energia interna e, di conseguenza, aumenta la tua energia cinetica. con più grande energia cinetica, gli atomi vibrano più intensamente, provocando la rottura dei legami. Quindi, ogni rottura del legame è un processo endotermico.
Altrimenti, per formare un legame chimico, gli atomi perdono libertà di movimento e devono diminuire il loro grado di movimento, diminuendo la loro energia cinetica. L'energia di riserva viene quindi rilasciata sotto forma di calore. Così, tutta la formazione del legame è un processo esotermico.
La tabella seguente mostra i valori delle energie associate a ciascun legame chimico.
Connessione |
Energia di legame (kJ/mol) |
C-H |
412,9 |
Do-Do |
347,8 |
O═O |
497,8 |
FA-FA |
154,6 |
NO |
943,8 |
Si noti che non ci sono segni nei valori, poiché sono in modulo. Questo perché il segnale deve essere assegnato da te a seconda che il collegamento sia interrotto o formato.
Entalpia di combustione
IL entalpia di combustione serve per indicare il quantità di calore rilasciata nella combustione di una mole di una sostanza. Va notato che ogni reazione di combustione è esotermica, in quanto ogni combustione rilascia calore.
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2Il H°C = -889,5 kJ/mol
La tabella seguente mostra l'entalpia dei valori di combustione per alcune sostanze chimiche.
Sostanza |
Entalpia di combustione (ΔH°C) in kJ/mol |
Etanolo - C2h5OH (1) |
-1368 |
Benzene - C6h6 (1) |
-3268 |
Ottano - Do8h18 (1) |
-5471 |
Glucosio - C6h12oh6 (S) |
-2808 |
Entalpia del cambiamento di stato fisico
Ogni cambiamento di stato fisico implica uno scambio di calore. quindi, il entalpia di cambiamento di stato fisico serve per indicare il quantità di calore coinvolta nei processi di cambiamento dello stato fisico.
Ad esempio, abbiamo la vaporizzazione dell'acqua:
h2O (1) → H2O (g) ΔH = +44 kJ/mol
Nello scioglimento dell'acqua si ha:
h2O(i) → H2O (l) ΔH = +7,3 kJ/mol
I valori di entalpia sono simmetrici per i processi inversi, il che significa che, ad esempio, la variazione di entalpia nella liquefazione dell'acqua è -44 kJ/mol, mentre, nella sua solidificazione, è pari a -7,3 kJ/mol.
Leggi anche: Che cos'è l'entropia?
Esercizi risolti sull'entalpia
Domanda 1 - (UERJ 2018) La capacità inquinante di un idrocarburo utilizzato come combustibile è determinata dal rapporto tra l'energia rilasciata e la quantità di CO2 formato nella sua completa combustione. Maggiore è il rapporto, minore è la capacità inquinante. La tabella seguente mostra l'entalpia standard di combustione di quattro idrocarburi.
Dalla tabella l'idrocarburo con il minor potere inquinante è:
Ottano
Esano
Benzene
pentano
Risoluzione
Alternativa D
La domanda indica che la capacità inquinante è definita come il rapporto (quoziente) tra l'energia rilasciata e la quantità di CO2 formato nella sua completa combustione. Più grande è Motivo, minore è la capacità inquinante, cioè più energia viene rilasciata per mole di CO2 generato.
Le reazioni di combustione completa di Idrocarburi citati sono:
Ottano: C8h18 +25/2 O2 → 8 CO2 + 9 ore2Il motivo: 5440/8 = 680
Esano: C6h14 +19/2 O2 → 6 CO2 + 7 ore2Il motivo: 4140/6 = 690
Benzene: C6h6 + 15/2 O2 → 6 CO2 + 3 H2Il motivo: 3270/6 = 545
pentano: C5h12 + 8 O2 → 5 CO2 + 6 H2Il motivo: 3510/5 = 702
Quindi, possiamo concludere che il pentano è l'idrocarburo con la capacità inquinante più bassa.
Domanda 2 - (Enem 2015) L'uso dei residui forestali sta diventando ogni giorno più attraente, poiché sono una fonte di energia rinnovabile. La figura rappresenta la combustione di un bio-olio estratto da scarti di legno, dove ΔH1 la variazione di entalpia dovuta alla combustione di 1 g di questo bio-olio, con conseguente anidride carbonica e acqua liquida, e ΔH2 la variazione di entalpia coinvolta nella conversione di 1 g di acqua allo stato gassoso in uno stato liquido.
La variazione di entalpia, in kJ, per bruciare 5 g di questo bio-olio, con conseguente CO2 (gassoso) e H2Il (gassoso) è:
A) -106
B) -94
C) -82
D) -21.2
E) -16.4
Risoluzione
Do alternativo
Dal grafico mostrato, abbiamo ΔH1 come la variazione di entalpia della combustione del bio-olio producendo CO2 (g) e H2O (1) e H2 come la variazione di entalpia della liquefazione dell'acqua, poiché la CO2 rimane gassoso e solo lo stato fisico del Acqua cambiamenti (da gas a liquido).
L'esercizio richiede la variazione di entalpia della combustione di 5 g di bio-olio, con conseguente CO2 (gassoso) e H2O (gassoso). Dal diagramma, questa variazione di entalpia può essere definita come ΔH = ΔH1 - H2. Pertanto, il valore di ΔH sarà pari a -16,4 kJ/g. Questa variazione, come possiamo vedere nell'unità, è per OGNI grammo di bio-olio. Per 5 grammi, dobbiamo fare il proporzione:
1 g di bio-olio -16,4 kJ
5 g di bio-olio x
1. x = 5. (-16,4)
x = -82 kJ
Possiamo quindi contrassegnare l'alternativa C.
Di Stéfano Araújo Novais
Insegnante di chimica
