Calculadora de entalpia de reação

Resultados

Como usar a calculadora de entalpia de reação

1. 1. Escreva a equação balanceada com os estados físicos. Por exemplo CH4(g) + 2 O2(g) -> CO2(g) + 2 H2O(l). Coloque espaços em volta de +, use (g), (l), (s) ou (aq), e escreva íons como Na+ ou SO4^2-. Você também pode pressionar “+ reagente” ou “+ produto” na tabela em vez de digitar.
2. 2. Corrija o que estiver sinalizado. Uma espécie que não está na tabela é indicada, e uma espécie que existe em mais de um estado, como a água, pede o estado. Se você souber o seu ΔfH°, informe-o com @, como em C8H18(l)@-250.1.
3. 3. Leia ΔH°rxn. Você recebe as duas somas, a contribuição de cada espécie e o cálculo. A ferramenta avisa se a equação não está balanceada, porque a resposta muda com os coeficientes que você digitou.
4. 4. Peça uma quantidade real. Escolha uma espécie e uma quantidade em mol ou em gramas para obter o calor liberado ou absorvido. Mude para o modo lei de Hess para somar reações conhecidas.

A fórmula

ΔH°rxn = Σ n·ΔH°f(produtos) − Σ m·ΔH°f(reagentes)

ΔH°f = 0 para um elemento no seu estado padrão

ΔH(total) = Σ (multiplicador × ±ΔH de cada etapa)

A entalpia padrão de formação ΔH°f é a variação de entalpia quando um mol de um composto se forma a partir dos seus elementos, cada um na forma mais estável, a 1 bar e, nestas tabelas, a 298,15 K. Como os próprios elementos não precisam de nenhuma mudança para se formar, a ΔH°f deles é zero: O₂(g), H₂(g), Br₂(l), grafite e assim por diante. O coeficiente n multiplica cada valor, então a resposta é a variação de entalpia por mol de reação, como escrita; duplique todos os coeficientes e ΔH°rxn dobra.

Exemplo prático: queimando metano

Para CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l), com valores de ΔH°f de −74,6 para CH₄(g), −393,5 para CO₂(g) e −285,8 kJ/mol para H₂O(l):

• Produtos: 1 × (−393,5) + 2 × (−285,8) = −965,1 kJ
• Reagentes: 1 × (−74,6) + 2 × 0 = −74,6 kJ
• ΔH°rxn = −965,1 − (−74,6) = −890,5 kJ por mol de CH₄ queimado

O sinal indica que a reação é exotérmica. Troque H₂O(l) por H₂O(g), a −241,8 kJ/mol, e a resposta passa a ser −802,5 kJ: a diferença de 88,0 kJ é o calor da condensação de dois mols de vapor de água, a 44,0 kJ cada. É por isso que os símbolos de estado não são decoração — remova-os, e a ferramenta pedirá aquele que você quer quando uma fórmula tiver mais de uma entrada.

Para uma quantidade real, escolha CH₄(g) em “Expressar o calor para” e digite 10 g. A massa molar é 16,043 g/mol, então 10 g são 0,6233 mol e o calor liberado é 0,6233 × 890,5 = 555,1 kJ. Um segundo exemplo: a glicose, C₆H₁₂O₆(s) + 6 O₂(g) → 6 CO₂(g) + 6 H₂O(l), dá ΔH°rxn = 6(−393,5) + 6(−285,8) − (−1273,3) = −2802,5 kJ, ou cerca de 155,6 kJ liberados por 10 g.

Lei de Hess: combinando reações conhecidas

A entalpia é uma função de estado, então a variação de entalpia de uma reação é a mesma qualquer que seja o caminho, e o ΔH de uma reação-alvo é a soma dos ΔH das etapas que a formam. Três regras cobrem todos os casos: inverta uma reação e troque o sinal do seu ΔH; multiplique uma reação e multiplique seu ΔH pelo mesmo número; some os resultados, cancelando as espécies que aparecem dos dois lados.

Para encontrar ΔH de C(s) + ½O₂(g) → CO(g), que não pode ser medido de forma limpa porque sempre se forma um pouco de CO₂, combine C(s) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH = −393,5 kJ, com o inverso de CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g), ΔH = −283,0 kJ. Invertendo, −283,0 vira +283,0, e a soma é −393,5 + 283,0 = −110,5 kJ, o que coincide com a ΔH°f tabelada do CO. No modo lei de Hess, digite o ΔH de cada etapa, marque “Inverter” na segunda, e a ferramenta faz a aritmética. Ela soma os números que você fornece; verificar se as etapas realmente somam a equação-alvo é com você.

Perguntas frequentes

Qual é a fórmula da entalpia de reação a partir das entalpias de formação?

ΔH°rxn = Σ n·ΔH°f(produtos) − Σ m·ΔH°f(reagentes), em que n e m são os coeficientes da equação balanceada. Multiplique cada ΔH°f pelo seu coeficiente, some separadamente o lado dos produtos e o dos reagentes e subtraia os reagentes dos produtos.

Por que a entalpia de formação de um elemento é zero?

A formação é definida como a obtenção de um composto a partir dos seus elementos nos estados padrão, então um elemento no seu estado padrão não precisa de nenhuma mudança para se formar. O O₂(g), o H₂(g), o Br₂(l) e o grafite são zero. A mesma substância em outra forma não é: o diamante é +1,9 kJ/mol e o ozônio O₃(g) é +142,7 kJ/mol.

Devo multiplicar a ΔH°f pelos coeficientes?

Sim. Cada ΔH°f na tabela é para um mol, então um coeficiente 2 significa o dobro do valor. O ΔH°rxn final é então por mol de reação, como escrita, e dividir todos os coeficientes por dois divide a resposta por dois.

O que significa um ΔH negativo?

Um ΔH negativo significa que a reação libera calor para a vizinhança a pressão constante; ela é exotérmica. Um ΔH positivo significa que ela absorve calor; é endotérmica. O sinal não diz nada sobre a velocidade e, sozinho, não decide a espontaneidade, para a qual é preciso ΔG.

Por que o estado da água muda a resposta?

A água líquida e a gasosa têm entalpias de formação diferentes, −285,8 e −241,8 kJ/mol. Formar H₂O(l) libera os 44,0 kJ/mol extras que a condensação libera, então a mesma combustão é mais exotérmica quando a água termina como líquido.

Por que minha resposta difere um pouco da do meu livro?

Os manuais tabelam valores ligeiramente diferentes, e alguns arredondam para a décima ou para o kJ/mol mais próximo. Verifique qual tabela seu curso usa e, se a nota depender disso, digite os valores do seu livro usando @ para cada espécie.