Entalpia-Padrão

Existem vários fatores que podem alterar a variação da entalpia de um processo, tais como a temperatura, a pressão, o estado físico, o número de mol e a variedade alotrópica do composto. Por exemplo, abaixo temos três reações de formação do dióxido de carbono, nas mesmas condições de temperatura e pressão. Porém, em cada um foi utilizada uma quantidade de matéria para os reagentes. Em razão disso, a variação da entalpia de cada reação deu um valor diferente:

C_(grafite) + O_2(g) → CO_2(g)                    ∆H = -393 kJ (25ºC, 1 atm)

½ C_(grafite) + ½ O_2(g) → ½ CO_2(g)        ∆H = -196,5 kJ (25ºC, 1 atm)

2 C_(grafite) + 2 O_2(g) → 2 CO_2(g)           ∆H = -786 kJ (25ºC, 1 atm)

No entanto, quando o valor da variação da entalpia é medido para 1 mol de substância em condições padrão (quando a substância está na sua forma alotrópica mais estável, a temperatura de 25ºC e sob pressão de 1 atm), ele é denominado entalpia-padrão.

Se todos os reagentes e produtos estiverem no estado padrão, a variação da entalpia será indicada pelo seguinte símbolo ∆H⁰, lembrando que a variação da entalpia é dada por: ∆H = H_PRODUTOS – H_REAGENTES.

A entalpia-padrão é importante porque ela serve como padrão de referência. Por exemplo, adotou-se que para todas as substâncias simples nas condições-padrão o valor da entalpia é igual a zero.

Por exemplo, o gás hidrogênio (H₂), a 25 ºC, sob 1 atm, no estado gasoso H⁰= 0. Se ele estiver em qualquer outra condição, a sua entalpia será H⁰≠ 0.

Quando a substância simples apresenta variedades alotrópicas, o valor H⁰= 0 será atribuído à variedade alotrópica mais comum. Por exemplo, o oxigênio possui duas formas alotrópicas, a de gás oxigênio (O₂) e a de ozônio (O₃), o gás oxigênio é o mais comum, portanto, ele possui H⁰= 0 e o ozônio apresenta H⁰≠ 0.

Veja mais três exemplos:

• Carbono:
  O C_grafite possui H⁰= 0 e o C_diamante apresenta H⁰≠ 0.
• Fósforo:
  O fósforo branco possui H⁰= 0 e o fósforo vermelho apresenta H⁰≠ 0.
• Enxofre:
  O enxofre rômbico possui H⁰= 0 e o enxofre monoclínico apresenta H⁰≠ 0.

Sabendo disso, é possível determinar a entalpia de substâncias que não sejam simples, mas que sejam formadas por substâncias simples. Por exemplo, considere a seguinte reação:

Sn_(s) + O_2(g) → SnO_2(s)                    ∆H = -580 kJ (25ºC, 1 atm)

Podemos calcular a entalpia de SnO_2(s) (H_SnO2) nessa reação, pois sabemos que as entalpias dos dois reagentes é igual a zero, pois são substâncias simples:

∆H = H_PRODUTOS – H_REAGENTES
∆H = H_SnO2 – (H_Sn + H_O2)
-580 kJ = H_SnO2 – 0
H_SnO2= - 580 kJ

O valor deu negativo porque a sua entalpia é menor que a entalpia dos reagentes e não porque o seu conteúdo de energia é negativo, pois isso não seria possível.

Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química