Termoquímica: entalpia de formação, parte 1.

É na termoquímica que explicamos e classificamos os fenômenos de acordo com a energia absorvida ou liberada por seus participantes. Também é parte das "obrigações" da termoquímica prever como será a variação de entalpia para uma reação nunca realizada.

"E por que alguém se preocuparia com isto?". Um químico, sem dúvida alguma, se preocupará com isto. Principalmente por questões de segurança. Saber se uma reação libera ou absorve energia e a quantidade envolvida desta nos permite planejar e escolher adequadamente os equipamentos e recipientes para realizar a reação química. Uma reação muito exotérmica pode provocar uma explosão e causar ferimentos. Uma reação muito endotérmica pode condensar muito vapor e prejudicar o acompanhamento do processo.

Tendo em vista este raciocínio, muitos químicos se preocuparam em elaborar uma tabela com a energia envolvida em vários tipos de reações, sejam elas de formação ou de combustão. Mas como não sabemos os valores absolutos de entalpia, apenas a variação em cada fenômeno, um critério foi estabelecido para se criar a tabela. Chamamos este critério de condições padrão, ele consiste estudarmos certas reações à temperatura de 25 °C e pressão de 1 atm.

Na condição padrão, escolheremos substâncias em circunstâncias específicas:

¬ apenas substâncias simples;

Exemplo: Hg, Fe, Na, H₂, O₂, N₂ e F₂.

¬ entre os elementos que possuem mais de uma substância simples, aquela que for a mais abundante;

Exemplo: O₂ no lugar de O₃;

Exemplo: carbono grafite no lugar de carbono diamante ou fulereno ou grafeno;

Exemplo: enxofre rômbico no lugar de enxofre monoclínico;

Exemplo: fósforo vermelho no lugar de fósforo branco ou fósforo negro.

¬ o estado físico das substâncias deve ser o mais comum à temperatura ambiente (25 °C).

Exemplo: ferro (Fe) e quase todos os metais no estado sólido, oxigênio (O₂) no estado gasoso, bromo (O₂) e mercúrio (Hg) no estado líquido. Aliás, bromo e mercúrio são os dois únicos elementos que formam substâncias simples líquidas à temperatura ambiente.

Estabelecidas estas condições, tomaremos todas as substâncias que se encaixam nelas como referência. Suas entalpias de formação serão nulas. Usaremos elas em reações nas condições padrão e as variações de entalpia dessas reações serão atribuídas aos produtos. Parece confuso? Veja alguns exemplos:

Entalpia de formação do gás carbônico, observe a combustão completa do carbono grafite:

A variação de entalpia desta reação é de -393,5 kJ/mol. Isto significa que a entalpia de formação do gás carbônico (CO₂) é -393,5 kJ/mol. Mas como eu posso afirmar isto? Veja o seguinte raciocínio:

A variação de entalpia de uma reação é igual à diferença entre duas somas, a das variações (letra 𝛥) de entalpia padrão (zerinho no alto do H) de formação (letra f minúscula junto do H) dos produtos e a das variações de entalpia padrão de formação dos reagentes. Aplicando às substâncias da equação acima, temos:

Acontece que carbono grafite e gás oxigênio são substâncias simples em seus estados alotrópicos mais abundantes e nos estados físicos mais comuns à temperatura ambiente. Então suas variações de entalpia padrão de formação são iguais a zero, pois são as substâncias de referência. Daí concluímos que:

Veja que podemos medir em laboratório com um calorímetro e energia liberada na queima de carbono grafite em presença de gás oxigênio à temperatura de 25 °C e pressão de 1 atm. E o valor medido para a reação é:

Não se esqueça, se os reagentes forem substâncias simples em seus estados alotrópicos mais abundantes e nos estados físicos mais comuns à temperatura ambiente, a variação de entalpia da reação corresponderá à variação de entalpia padrão de formação do produto, caso ele seja único, é claro.

Sabendo a do gás carbônico, podemos buscar a da água, mediante a combustão do gás hidrogênio:

Aplicaremos o mesmo princípio:

Mas desta vez tendo a água como produto e os gases hidrogênio e oxigênio como reagentes.

Observe que o gás hidrogênio e o gás oxigênio são substâncias simples em seus estados alotrópicos mais abundantes e nos estados físicos mais comuns à temperatura ambiente. Então suas variações de entalpia padrão de formação são iguais a zero, pois são as substâncias de referência. Daí concluímos que:

Basta efetuar a combustão do gás hidrogênio em laboratório com um calorímetro e medir a energia liberada no processo à temperatura de 25 °C e pressão de 1 atm.

De posse das entalpias de formação da água e do gás carbônico, podemos encontrar a entalpia de formação da combustão completa de qualquer hidrocarboneto ou composto orgânico oxigenado, pois eles são constituídos de carbono e hidrogênio ou desses dois elementos combinados com oxigênio. Veja a combustão completa do metano.

Aplicaremos o mesmo princípio, a variação de entalpia da reação é igual à dos produtos subtraída da dos reagentes:

Como o gás oxigênio é a única substância simples em seu estado alotrópico mais abundante e no estado físico mais comum à temperatura ambiente, a entalpia de formação dele é zero. As demais, com exceção do metano (CH₄), são substituídas pelos valores medidos ou calculados.

Agora é só calcular a variação de entalpia padrão de formação do metano:

Quanto mais soubermos de substâncias constituídas de poucos elementos, mais saberemos das constituídas de muitos elementos. Trata-se de um processo de construção de informações de todas as substâncias a partir daquelas tomadas como referência.

Encerramos por aqui esta parte, me avise se ajudou... ou se não ajudou. Até a próxima.