Entalpia padrão de formação

Entalpia para a formação de fluoreto de litio, segundo lei de Hess

O calor de formação , ou entalpia padrão de formação (ΔHf0) de um composto químico é a variação da entalpia da reação de formação deste composto a partir de suas espécies elementares que o compõem, ou seja, é a energia liberada ou absorvida pela reação de formação de compostos. A reação de formação de composto consiste na formação do composto em questão a partir dos seus elementos na sua forma alotrópica mais estável em condições Condições padrão de temperatura e pressão ( T = 298 K {\displaystyle T=298K} e P = 101 , 35 k P a {\displaystyle P=101,35kPa} )

A unidade da variação de entalpia no SI é kJ/mol.

Quando a entalpia de formação é omitida na equação química da reação, significa que foi medida na temperatura de 298 K e pressão de 1 atm.

A fórmula para calcular a Entalpia de Formação é dada por:

Δ H = H p r o d u t o s − H r e a g e n t e s {\displaystyle \Delta H=H_{produtos}-H_{reagentes}}

Exemplo: A entalpia de formação da água, formada por hidrogênio e oxigênio, é equivalente a entalpia da reação de hidrogênio diatômico com oxigênio diatômico, ambos gasosos:

H 2 ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ H 2 O ( l ) {\displaystyle {\ce {H2(g) + 1/2O2(g)->H2O(l)}}} Δ f H = − 285 , 5 k J / m o l {\displaystyle \Delta _{f}H=-285,5kJ/mol}

Significa que a formação de 1 mol de água (6,02 x 1023 moléculas = 18 gramas), pela ligação de 1/2 mol de oxigênio gasoso ( 1 2 × N a = 16 g {\displaystyle {1 \over 2}\times N_{a}=16g} , sendo N a {\displaystyle N_{a}} a constante de avogadro), com 1 mol de hidrogênio ( 1 × N a = 2 g {\displaystyle 1\times N_{a}=2g} ), no estado líquido, à temperatura de 298 K e 1 atm libera 285 , 5 k J / m o l {\displaystyle 285,5kJ/mol} de energia calorífica.

Lei de Hess

Para várias substâncias, a reação de formação pode ser considerada como a soma de reações mais simples, real ou fictícia. A entalpia de reação pode ser analisada aplicando a Lei de Hess, que afirma que a soma das mudanças de entalpia para uma série de etapas de reação individuais é igual à mudança de entalpia da reação global.

A entalpia de formação das espécies químicas elementares, nas mesmas condições, é arbitrada como sendo zero. Exemplos:

Referências

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