Entalpia∆ H.
Não há como determinar a quantidade de energia em uma substância, mas podemos conhecer e medir sua variação. Para isso utiliza-se a fórmula:
Δ H = H final – H inicial
Em reações exotérmicas a entalpia final é menor do que a entalpia inicial, já que neste tipo de reação ocorre a liberação de energia. Exemplo: queima de alimentos pelo organismo, reações de combustão.
Em reações endotérmicas, a entalpia final é maior que a entalpia inicial, já que neste tipo de reação ocorre a absorção de energia.
Exemplo: Quando a luz solar incide em uma molécula de clorofila das plantas, ocorre uma reação endotérmica, a planta absorve parte da energia luminosa permitindo a reação do gás carbônico com água, que produz carboidratos e libera oxigênio. A absorção da energia em forma de luz e sua transformação em energia química permitem o crescimento das plantas, seu florescimento e a produção de frutos.
A variação da entalpia pode ser conhecida dependendo da temperatura, pressão, estado físico, número de mol e da variedade alotrópica das substâncias. Foi criada uma forma padrão de realizar tais comparações, chamada entalpia-padrão, para que as entalpias sejam comparadas de acordo com uma da mesma condição, o que leva o nome de estado-padrão.
Há algumas reações químicas que não podem ser sintetizadas, o que faz com que sua entalpia seja conhecida através da entalpia de outras reações, utilizando a Lei de Hess que diz que em uma reação a variação de entalpia é a mesma independente da etapa em que a reação ocorre.
