Maneiras de calcular o ΔH...

      Há três formas de se determinar o valor do ΔH:

1. Através da entalpia de formação.
2. Através da entalpia de ligação.
3. Através da lei de Hess.

      1º  Cálculo do ΔH utilizando Entalpias de Formação:

 Cuidado!!!!!

• A entalpia de formação de substâncias no estado padrão é sempre igual a zero.

      Para se determinar o ΔH por esse método:

       2º  Cálculo da entalpia utilizando as energias de ligação:

Atenção!!!!!

• No lado dos reagentes há ruptura de ligações, ocorre absorção de energia (lado endotérmico).
• No lado dos produtos há formação de ligações, ocorre liberação de energia (lado exotérmico).

  O ΔH é a diferença entre o lado endotérmico e o lado exotérmico, mantendo-se o sinal do número maior.

  
   Obs: O rompimento das ligações libera energia.

      3º   Cálculo do ΔH utilizando a Lei de Hess:

       Para calcularmos o ΔH pela Lei de Hess é necessário termos algumas reações auxiliares e conhecermos a realidade global.

• Regras para tratar as reações auxiliares:

              Ao inverter uma reação troca-se o sinal do ΔH
   
              Ao multiplicar ou dividir uma equação por um determinado número, o ΔH sofre a mesma operação.

Atenção!!!!!

• Para se determinar a equação global devemos somar o que estiver do mesmo lado e simplificar o que está de lados opostos.
• O ΔH da reação global será a soma do ΔH das reações auxilires.

Exemplo:

      A síntese de metano é exemplo de uma sucessão de reações químicas com variações de entalpia particulares:

C_(grafite) + O_2(g) ⇔ CO_2(g) ΔH = – 94,05 kcal
H_2(g) + ½ O_2(g) ⇔ H₂O_(l) ΔH = 68,32 kcal
CO_2(g) + 2 H₂O_(l) ⇔CH_4(g) + 2 O_2(g) ΔH = + 212,87 kcal

    Observe que se multiplicarmos a segunda equação por 2, de modo a balancear as moléculas de água na soma de todas as equações, obteríamos a reação final de grafite e hidrogênio gerando metano:

C_(grafite) + O_2(g) ⇔ CO_2(g) ΔH = – 94,05 kcal
(H_2(g) + ½ O_2(g) ⇔ H₂O_(l) ΔH = -68,32 kcal).2 +
CO_2(g) + 2 H₂O_(l) ⇔CH_4(g) + 2 O_2(g) ΔH = + 212,87 kcal
___________________________________________________
C_(grafite) + 2 H_2(g) ⇔ CH_4(g) ΔH = – 17,82 kcal

    Ou seja, mesmo que uma possível reação direta entre hidrogênio e carbono fosse possível, teria a mesma variação entálpica que a soma das variações das reações intermediárias. Observe que embora a entalpia na segunda reação seja negativa, após a multiplicação por 2, ela continuará negativa (a “regra de sinais” da matemática não deve ser utilizada aqui).