04x03 - L'entalpia

La variazione di entalpia ΔH di una trasformazione corrisponde numericamente al calore acquistato o ceduto a pressione costante. Il valore assunto da ΔH può essere negativo o positivo a seconda che la reazione sia esoenergetica o endoenergetica.
ΔH = H_{stato finale} - H_{stato iniziale}

Il valore dell'entalpia di una sostanza corrisponde al calore di reazione per formare quella stessa sostanza.
Ad esempio se consideriamo la combustione del carbonio:
C(s) + O₂ (g) → CO₂(g) + q
La combustione di 1 mol di carbonio libera una quantità di calore q pari a 394 kJ a pressione costante. Pertanto il calore di reazione corrisponde alla variazione di entropia del sistema
ΔH = H_prodotti - H_reagenti = - 394 kJ

Il valore dell'entalpia di una sostanza corrisponde al calore di reazione per formare quella stessa sostanza.
Ad esempio se consideriamo la combustione del carbonio:
C(s) + O₂ (g) → CO₂(g) + q
La combustione di 1 mol di carbonio libera una quantità di calore q pari a 394 kJ a pressione costante. Pertanto il calore di reazione corrisponde alla variazione di entropia del sistema
ΔH = H_prodotti - H_reagenti = - 394 kJ

Assegnando il valore zero all'entalpia delle sostanze elementari si può attribuire a ogni composto il suo valore di entalpia.

Si definisce entalpia standard di formazione (ΔH⁰_f) la variazione di entalpia nella reazione di sintesi di una mole di sostanza a partire dalle sostanze elementari quando si trovano nel loro stato standard (T=25°C e P=1 atm).

In tabella sono riportate le entalpie di formazione di alcune sostanze.

La legge di Hess afferma che se l'equazione di una data reazione equivale alla somma algebrica delle equazioni di due o più reazioni, il calore liberato o assorbito dalla reazione complessiva è dato dalla somma algebrica dei calori di reazione dei singoli processi.
Il ΔH di una reazione che può svolgersi in più stadi equivale alla loro somma algebrica.

​ΔH⁰ = ΣΔH_f⁰_prodotti - ΣΔH_f⁰_reagenti

La reazione di combustione del carbonio può essere anche considerata come la somma di due possibili processi:

​Utilizzando i valori di entalpia di formazione tabulati si può calcolare la variazione dell'entalpia di una reazione:

ΔH₁ = ΔH - ΔH₂ = -394 kJ - (-283 kJ) = - 111 kJ

I valori di ΔH_f⁰ dell'acqua allo stato liquido e allo stato gassoso sono diversi, la loro differenza è pari alla quantità di calore che bisogna fornire a una mole di acqua allo stato liquido per passare allo stato gassoso: 44,01 kJ/mol