A entalpia é um dos conceitos mais importantes da termoquímica e aparece com frequência nas questões dos principais vestibulares e no ENEM. Ela permite calcular o calor envolvido em processos químicos que ocorrem sob pressão constante, condição comum em grande parte das reações no cotidiano e nos laboratórios.
Entender a variação da entalpia é essencial para identificar se uma reação química libera ou absorve calor, influenciando em questões energéticas, ambientais e até industriais. Por isso, dominar esse conteúdo é um diferencial na preparação para os exames.
O que você vai ler neste artigo:
O que é entalpia
A entalpia, representada pela letra H, é uma função de estado da termodinâmica cujo principal papel é quantificar o calor trocado em processos que ocorrem com pressão constante. Essa definição foi formalizada pelo físico americano Josiah Willard Gibbs, na segunda metade do século XIX.
Na prática, a entalpia total de uma substância não é medida diretamente, apenas sua variação durante uma reação química tem significado prático. Essa variação corresponde exatamente à quantidade de calor liberado ou absorvido pelo sistema durante a transformação química, desde que o processo ocorra de forma isobárica (pressão constante).
Importância da variação de entalpia (∆H)
O cálculo da variação de entalpia, simbolizado por ΔH, indica se uma reação é:
- Exotérmica: quando há liberação de calor (ΔH < 0).
- Endotérmica: quando há absorção de calor (ΔH > 0).
Compreender essa variação é crucial para prever o comportamento dos sistemas químicos. Além disso, conhecer os tipos de entalpia ajuda a interpretar diferentes fenômenos físico-químicos e aplicá-los em cálculos que frequentemente aparecem em provas de vestibular.
Como calcular a variação de entalpia
O cálculo de ΔH em um processo químico é feito a partir da diferença entre a entalpia dos produtos e dos reagentes:
ΔH = Hprodutos – Hreagentes
Essa equação simples pode ser resolvida utilizando diferentes abordagens, conforme os dados disponíveis. A seguir, destacamos os principais métodos usados nos cálculos de variação de entalpia.
Entalpia de formação
A entalpia de formação é a energia trocada na formação de um mol de substância a partir de seus elementos simples no estado padrão. Para esse tipo de cálculo, usa-se:
ΔH = ∑ΔHf(produtos) – ∑ΔHf(reagentes)
As entalpias de formação (ΔHf) são tabeladas. Para os elementos no estado fundamental, convenciona-se que ΔHf = 0.
Exemplo:
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
ΔHf(H2O(l)) = -286 kJ/mol
ΔH = -286 – (0 + 0)
ΔH = -286 kJ/mol → reação exotérmica
Entalpia de ligação
Quando o que se tem são valores das energias das ligações químicas, o cálculo é feito com base na quantidade de energia envolvida na quebra e na formação de ligações durante a reação:
ΔH = ∑Eligações(reagentes) – ∑Eligações(produtos)
A quebra de ligações absorve energia, enquanto a formação libera. Deve-se consultar tabelas com os valores de energia de ligação (em kJ/mol) para utilizar corretamente esse método.
Exemplo:
CH4(g) → C(g) + 4H(g)
Energia de ligação C–H = 412,9 kJ/mol
ΔH = 4 × 412,9 = +1.651,6 kJ/mol → reação endotérmica
Lei de Hess
A Lei de Hess afirma que a variação de entalpia de um processo depende apenas dos estados final e inicial, e não do caminho percorrido. Ou seja, se uma reação é feita em várias etapas, somam-se as variações de entalpia de cada uma:
ΔHtotal = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + …
Essa estratégia é útil quando não há os dados diretos da reação principal, mas estão disponíveis para reações intermediárias.
Entalpia de combustão
Trata-se da variação de entalpia em reações de queima completa de 1 mol de uma substância com oxigênio. Por serem sempre reações exotérmicas, ΔH < 0.
Exemplo:
C2H6O(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O
ΔH = -326 kcal/mol
Entalpia de neutralização
Corresponde ao calor liberado na reação entre um ácido e uma base forte diluídos, formando sal e água. Também é uma reação exotérmica:
H+(aq) + OH−(aq) → H2O(l)
ΔH ≈ -57 kJ/mol (valor típico)
Entalpia de dissolução
Refere-se ao calor envolvido na dissolução de um soluto em um solvente. Pode ser endotérmica ou exotérmica, dependendo da substância.
Exemplo:
NaOH(s) → Na+(aq) + OH−(aq)
ΔH = -0,9 kcal/mol → reação exotérmica
Como interpretar os gráficos de entalpia
Nos estudos de termoquímica, os gráficos ajudam a visualizar o comportamento energético da reação:
- Reação endotérmica: entalpia dos produtos maior que a dos reagentes (ΔH > 0).
- Reação exotérmica: entalpia dos produtos menor que a dos reagentes (ΔH < 0).
Essas representações gráficas auxiliam na compreensão do sentido da troca de energia e são recorrentes em provas de química.
Dicas para os vestibulandos
- Memorize os sinais: ΔH > 0 → endotérmica | ΔH < 0 → exotérmica.
- Tenha agilidade em usar tabelas de formação e ligação.
- Domine o uso da Lei de Hess com intermediárias.
- Interprete gráficos com atenção às diferenças entre entalpias.
- Treine exercícios envolvendo combustão, neutralização e dissolução.
Portanto, saber o que é entalpia e dominar seus cálculos é fundamental para interpretar corretamente fenômenos do cotidiano e resolver com confiança as questões de termoquímica presentes nos vestibulares e no ENEM. A familiaridade com diferentes tipos de entalpia e a prática nos diversos métodos de cálculo permite analisar desde simples trocas de calor até transformações mais complexas, tornando o aprendizado mais sólido e aplicável.