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) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393 kJ (25ºC, 1 atm)
½ C(grafite) + ½ O2(g) → ½ CO2(g) ∆H = -196,5 kJ (25ºC, 1 atm)
2 C(grafite) + 2 O2(g) → 2 CO2(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 = HPRODUTOS – HREAGENTES.
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 Cgrafite possui H0= 0 e o Cdiamante 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) + O2(g) → SnO2(s) ∆H = -580 kJ (25ºC, 1 atm)
Podemos calcular a entalpia de SnO2(s) (HSnO2) nessa reação, pois sabemos que as entalpias dos dois reagentes é igual a zero, pois são substâncias simples:
∆H = HPRODUTOS – HREAGENTES
∆H = HSnO2 – (HSn + HO2)
-580 kJ = HSnO2 – 0
HSnO2= - 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