Entalpia

Entalpia:
Em termos mais práticos, podemos dizer que: “Em um sistema químico, a energia total é chamada entalpia e é designada por H”.
Quando o sistema sofre uma transformação no seu estado, a variação de entalpia (∆H) é dada por:
Estado inicial → Estado final
H1 → H2
∆H = H2 – H1 ou ∆H = HP – HR onde H1 ou HR é a entalpia do sistema no seu estado inicial (reagente), e H2 ou HP a entalpia do sistema no seu estado final (produto).
Um mol de cada substância tem uma energia total (H) característica, assim como tem uma massa característica.
Em uma reação química, o calor de reação mede a diferença entre os conteúdos energéticos dos produtos e dos reagentes.
Se a pressão e a temperatura nos estados inicial e final forem as mesmas, o calor da reação será a medida do ∆H.
Em uma reação exotérmica, H2 é menor que H1, de modo que ∆H tem valor negativo (∆H < 0).

Quando uma reação química ocorre em um determinado sistema, isso acarreta uma troca de calor entre o sistema em reação e o meio ambiente. A Termoquímica estuda justamente essas trocas de calor, assim como o seu aproveitamento na realização de trabalho.
Se o calor trocado entre o sistema e o meio ambiente é medido a pressão constante, ele é denominado entalpia ou conteúdo calorífico e é simbolizado por H.
Entalpia (H) é o calor trocado a pressão constante.
Em relação às trocas de calor, as reações químicas se classificam em endotérmicas e exotérmicas.
Esse tipo de reação pode ter sua variação da entalpia demonstrada por meio de um gráfico que segue o modelo abaixo:

Um exemplo de reação endotérmica, que pode ter sua variação de entalpia demonstrada por meio de um diagrama, é a síntese do iodeto de hidrogênio:
1 H2(g) + 1 I2(g) → 2 HI(g) ∆H = +25,96 kJ

Um exemplo de reação exotérmica é a síntese da amônia, mostrada abaixo e representada no diagrama:
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) ∆H = -92,2 kJ

Reação exotérmica é a reação que ocorre com LIBERAÇÃO DE CALOR (exo = para fora).