6.12: Entalpias de Reações

A lei de Hess pode ser usada para determinar a alteração da entalpia de qualquer reação se as correspondentes entalpiaa de formação dos reagentes e produtos estiverem disponíveis. A reação principal pode ser dividida em reações por passos : (i) decomposições dos reagentes nos seus elementos componentes, para os quais as alterações da entalpia são proporcionais ao negativo das entalpias de formação dos reagentes, −ΔH_f°(reagentes), seguida de (ii) recombinações dos elementos (obtidos no passo 1) para originar os produtos, com as alterações de entalpia proporcionais às entalpias de formação dos produtos,  ΔH_f° (produtos). A alteração da entalpia padrão da reação global é portanto igual a: (ii) soma das entalpias padrão de formação de todos os produtos mais (i) soma dos negativos das entalpias padrão de formação dos reagentes, tal como indicado pela equação seguinte, onde ∑ representa “a soma de” e n representa os coeficientes estequiométricos.

A equação é geralmente rearranjada ligeiramente para ser escrita como se segue: 

O exemplo a seguir mostra em detalhes por que esta equação é válida e como usá-la para calcular a alteração da entalpia padrão para uma reação:

Aqui, utiliza-se a forma especial da lei de Hess e os valores de formação de calor para os reagentes e produtos: ΔH_f° (HNO₃) = −206,64 kJ/mol; ΔH_f° (NO) = +90,2 kJ/mol; ΔH_f° (NO₂) = +33 kJ/mol; ΔH_f° (H₂O) = −285,8 kJ/mol.

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 5.3: Enthalpy.

Para uma reação que ocorra em condições padrão, é utilizada uma equação geral para calcular a alteração da entalpia padrão da reação. Esta equação é resolvida através da descoberta de a diferença entre a soma das entalpias padrão da formação dos produtos e a soma das entalpias padrão da formação dos reagentes, cada um multiplicado pelo seu coeficiente estequiométrico. Consideremos a combustão de 2 mols de gás de acetileno com 5 mols de gás de oxigênio para formar 4 mols de gás de dióxido de carbono e 2 mols de vapor de água em condições normais.

A entalpia para a reação é igual à soma de quatro vezes a entalpia da formação de gás de dióxido de carbono e duas vezes a entalpia da formação do vapor de água, menos a soma de duas vezes a entalpia da formação de gás de acetileno e cinco vezes a entalpia da formação de oxigênio gasoso. A equação de entalpia é derivada da combinação de dois conceitos:entalpia padrão da formação e a lei de Hess. O primeiro termo representa os entalpia-padrão de formação dos produtos;a formação de dióxido de carbono a partir de carbono e oxigênio equação 1, e a formação de água a partir de hidrogênio e oxigênio equação 2.

As entalpias de formação padrão conhecidas para o dióxido de carbono e para a água são 393, 5 kilojoules negativos e 241, 8 kilojoules negativos, respetivamente. Uma vez que a combustão produz 4 mols de dióxido de carbono, o delta H1 seria a entalpia padrão de formação de dióxido de carbono vezes 4, que seria de 1574 kilojoules negativos. A combustão também produz 2 mols de água, por isso a alteração da entalpia delta H2 seria a entalpia padrão da formação da água vezes 2, que seria 483, 6 kilojoules negativos.

Isto produz 2058 kilojoules negativos como a entalpia padrão líquida da formação dos produtos. O segundo termo representa a decomposição do acetileno em carbono e hidrogênio equação 3. Este é o inverso da reação para a entalpia padrão de formação do reagente, e, portanto, o valor da sua entalpia, 227, 4 kilojoules, é precedida por um sinal negativo, que também pode ser visto na equação da entalpia.

Porque a reação consome 2 mols de acetileno, o delta H3 seria o negativo da entalpia padrão de formação de acetileno vezes 2, o que equivale a 453, 4 kilojoules negativos. A entalpia de formação padrão do oxigênio é zero. Portanto, a entalpia líquida padrão de formação dos reagentes é de 453, 4 kilojoules negativos.

Recordemos a Lei de Hess, que se for levada a cabo uma reação de um passo em vários passos, depois a soma das entalpias de cada passo é igual à alteração da entalpia líquida. A substituição dos valores para as entalpias de formação na equação dá a entalpia da reação como 2511 kilojoules negativos.