Mostrar código-fonte de Entalpia

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[[Imagem:Entalpia H.png|thumb|direita|400px]]

'''Entalpia''', por vezes referida como '''entalpia absoluta''', é uma [[grandeza física]] definida no âmbito da [[termodinâmica]] [[física clássica|clássica]], de forma que esta meça a máxima [[energia]] de um [[sistema]] termodinâmico, teoricamente passível de ser deste removida na forma de [[calor]]. É particularmente útil na compreensão e descrição de [[Transformação isobárica|processos isobáricos]]:<ref>Assume-se o sistema em equilíbrio mecânico com sua vizinhança, ou seja, que as pressões do sistema e da vizinhança sejam sempre iguais.</ref> à pressão constante as variações de entalpia encontram-se diretamente associadas às energias recebidas pelo sistema na forma de calor, as quais são facilmente mensuráveis em [[calorímetro]]s.

Conforme definida, a entalpia engloba em si não apenas a [[energia interna]] do sistema, mas também a energia armazenada no conjunto sistema-vizinhança que, absorvida pelo sistema via [[Trabalho (física)|trabalho]] realizado pela vizinhança em processos termodinâmicos que impliquem a diminuição de seu volume, também integra uma parcela de energia passível de ser extraída na forma de calor a partir do referido sistema. A entalpia  mensura pois a totalidade de energia de alguma forma ''atrelada ao sistema'' - incluindo-se nesta não apenas a energia encerrada no sistema como também a energia atrelada ao sistema em virtude das relações que este estabelece com a sua vizinhança.

Em acordo com o apresentado, a ''variação de entalpia'', define-se por:<ref>{{citar web|url=http://www.oxforddictionaries.com/us/definition/american_english/enthalpy |título=Oxford Living Dictionaries |acessodata=2018-02-19 |urlmorta= não|arquivourl=https://web.archive.org/web/20160817085918/http://www.oxforddictionaries.com/us/definition/american_english/enthalpy |arquivodata=2016-08-17 |df= }}</ref><ref>{{citar web|url=http://goldbook.iupac.org/html/E/E02141.html |título=IUPAC Gold Book. Enthalpy, H |acessodata=2018-02-19}}</ref>

<math> \Delta H = \Delta U + P\Delta V </math> 

onde U representa a energia interna do sistema e PV mensura a quantidade de energia associada ao conjunto sistema-vizinhança devido ao fato do sistema ocupar um volume V quando submetido à pressão constante P, ou seja, o máximo trabalho executável pela vizinhança sobre o sistema.

Embora as entalpias absolutas - assim como as energias internas absolutas - não desempenhem papel de maior relevância na análise prática de processos físico-químicos - sendo em verdade experimentalmente muito complicadas suas precisas determinações - as variações de entalpia são contudo facilmente mensuráveis via aparelhos conhecidos como [[calorímetro]]s e estas sim desempenham papel o mais importante na análise dos citados processos. É a variação de entalpia <math> \Delta H = H_f - H_i </math> em um dado processo termodinâmico - ou seja, a diferença entre as entalpias do estado final <math> H_f </math> e do estado inicial <math> H_i </math> visto ser a entalpia uma [[função de estado]] -, e não a entalpia em si, que retém real significado físico e prático: a variação de entalpia mensura o calor absorvido pelo sistema durante os processos termodinâmicos provido que estes realizem-se à pressão constante.

A '''entalpia-padrão''' de um sistema corresponde à entalpia do sistema antes descrita subtraída de uma constante adequadamente escolhida de forma a ter-se a entalpia-padrão de um sistema em particular - adequadamente escolhido para constituir um padrão universal de referência - propositalmente definida como zero. A definição de entalpia-padrão faz-se por razões práticas e não acarreta implicação alguma na determinação das variações de entalpia em processos termodinâmicos, visto serem as suas variações iguais às respectivas variações de entalpia absoluta (<math> \Delta H = \Delta H^0</math>). Assim sendo, define-se de forma universalmente aceita que toda [[substância simples]] em estado padrão - ou seja, no [[estado físico]] e [[alotropia|alotrópico]] mais estável, a [[temperatura|298,15 K (25°C]]) e [[pressão|1 bar (100 000 Pa)]], tem entalpia-padrão por definição igual a zero - mesmo não sendo nula sua entalpia absoluta em tal estado. Determinar a entalpia-padrão de um estado particular de um sistema consiste pois em determinar a variação de entalpia em um processo qualquer que tenha por estado final o estado em consideração e que tenha por estado inicial sempre o estado padronizado associado. O estado inicial padrão constitui uma referência para a medida de entalpia, e a partir desta referência determinam-se doravante com facilidade as entalpias-padrão de todos os demais compostos químicos ou estados. Em particular, dá-se o nome de '''entalpia de formação''' à entalpia-padrão de uma substância pura composta; o que corresponde, dada a aplicação da definição de entalpia padrão ao caso, à variação de entalpia associada à reação que tem por estado inicial os [[elemento]]s necessários à produção do composto - este em sua forma padrão - e por estado final apenas a substância composta em consideração - nas condições específicas à situação. As entapias-padrão das substâncias compostas - as entalpias de formação - são as entalpias que encontram-se geralmente tabeladas em livros e manuais, não raro figurando junto às variações de entalpias para reações químicas específicas.

No [[Sistema Internacional de Unidades]] a unidade da entalpia é o [[joule]] (J). Ao passo que na literatura a entalpia absoluta é geralmente representada pelo símbolo H, a entalpia-padrão encontra-se geralmente representada pelo símbolo H <sup>0</sup>.

Quando expressa em função da [[entropia]] S, número de elementos N, e da pressão P - para o caso de sistemas termodinâmicos mais simples - a entalpia   <math> H = H_{(S,P,N)} </math>  é, assim como o são as respectivas [[Transformada de Legendre|Transformadas de Legendre]] associadas, a saber a [[Energia livre de Helmholtz]] <math> F = F_{(T,V,N)} </math>, a [[Energia livre de Gibbs]] <math> G = G_{(T,P,N)} </math>  e a [[energia interna]] <math> U = U_{(S,V,N)} </math>, uma [[equação fundamental]] para os sistemas termodinâmicos em consideração. A partir de uma equação fundamental é possível via formalismo matemático inerente à termodinâmica obter-se qualquer informação física relevante para o sistema por ela descrito. Se a entalpia encontrar-se expressa em função de outras grandezas que não as mencionadas, esta constituirá apenas uma [[equação de estado]] e não em uma equação fundamental. Uma equação de estado não encerra em si todas as informações acerca do sistema; contudo a partir de ''todas'' as equações de estado do sistema é possível deduzir-se uma equação fundamental, e em consequência, via [[transformada de Legendre|transformadas de Legendre]], todas as demais.<ref>Em acordo com [[Herbert Callen|Callen, Herbert B.]] - Thermodynamics and An Introduction to Thermostatics - John Wiley & Sons  - ISBN 0-471-86256-8</ref>

== Definição ==
Quando um sistema imerso em um ambiente à pressão constante sofre um processo qualquer, indo de um estado inicial "i" para um estado final "f", a quantidade de energia trocada com a vizinhança na forma de [[trabalho]] é definida apenas pela variação de volume <math> \Delta V = V_f - V_i </math> sofrida pelo sistema e pela pressão P do ambiente constate durante todo o processo. Assume-se aqui, sem perda de generalidade, que tem-se uma [[transformação quase-estática]], de forma que a pressão P é também a pressão do sistema em si. A citada quantidade de trabalho W realizada pelo sistema sobre a vizinhança sob pressão constante é determinável através da expressão:

<math> W = P \Delta V = P (V_f - V_i)</math>

É de interesse mensurar neste tipo de transformação a quantidade de calor trocada entre o sistema e sua vizinhança. Ao ceder-se certa quantidade de calor ao sistema, este expande-se, realizando um trabalho W sobre a vizinhança. A energia entregue à vizinhança - e que por tal abandona o sistema - é transferida às custas de parte do calor que entra no sistema, de forma que apenas parte do calor transferido ao sistema implica real aumento na energia interna deste sistema. A [[lei da conservação da energia]] fornece:

<math> Q = \Delta U + P \Delta V </math>

Como a energia interna e o volume do sistema são funções de estado, segue-se que nestes processos a quantidade de calor trocada também é uma função de estado. A expressão acima permite a definição de uma grandeza física conhecida por entalpia H de forma que:

<math> Q = \Delta H = \Delta U + P \Delta V </math>

Decorre que a entalpia pode ser definida pela função de estado introduzida por [[Josiah Willard Gibbs]]:
:{|cellpadding="5" style="border:2px solid #FF0000;background: #F5FFFA; text-align: center;"
|'''Definição de Entalpia'''
<math> H = U + PV </math>
|}
onde U é a [[energia interna]] do sistema e PV é o produto da pressão pelo volume do sistema (e da vizinhança), ou seja, a energia armazenada no conjunto sistema vizinhança.

Conforme definida, a variação da entalpia implica pois a expressão antes apresentada para a conservação da energia:

<math> \Delta H = H_f - H_i = (U_f + P V_f) - (U_i + P V_i) = \Delta U + P \Delta V = Q</math>

A entalpia, por ser - assim como a energia interna e o trabalho - uma grandeza associada à medida de [[energia]], é por tal também medida em [[joule]]s.

É aqui importante ressaltar-se que ''a variação da entalpia em um dado processo corresponde sempre à entalpia do estado final menos a entalpia do estado inicial atrelados ao referido processo'', e que em equações químicas esta corresponde pois a entalpia do estado onde tem-se os produtos menos a entalpia do estado onde tem-se os reagentes (<math> \Delta H = H_P - H_R </math>).

Partindo-se do fato que a expressão da energia interna <math> U_{(S,V,N)} </math> é uma equação fundamental para o sistema e assim o sendo encerra em si ''todas'' as informações acerca do comportamento deste, é de se esperar que seja possível, partindo-se desta expressão, inferir o comportamento do correspondente sistema à pressão constante, e por tal derivar-se da primeira a expressão para <math> H_{(S,P,N)} </math>. Em acordo com o estabelecido pela [[Transformada de Legendre]] aplicada à [[energia interna]] <math> U_{(S,V,N)} </math>, a fim de constituir também uma equação fundamental, a entalpia <math> H_{(S,P,N)} </math> deve figurar em função, entre outras se houver, das [[grandeza extensiva|grandezas extensivas]] [[entropia]] S, [[quantidade de matéria]] N, e da [[grandeza intensiva]] [[pressão]] P, devendo a correspondente grandeza extensiva conjugada à pressão - o [[volume]] V - ser substituída em <math> U_{(S,V,N)} </math> mediante a relação:<ref>[[Herbert Callen|Callen, Herbert B.]] - Thermodynamics and an Introduction to Thermostatics - John Wiley & Sons - 1985 - ISBN 0-471-86256-8</ref>

<math> -P = \frac {\partial U_{(S,V,N)}}{\partial V} </math> .

Caso a entalpia figure em função de demais grandezas que não as citadas, a exemplo em função da temperatura T ou mesmo do volume V, tal expressão não constituirá uma equação fundamental para o sistema, caracterizando-se então apenas como uma equação de estado.

A tabela que se segue apresenta os passos a serem seguidos a fim de se obter a entalpia <math> H_{(S,P,N)} </math> a partir da energia interna <math> U_{(S,V,N)} </math>, e vice versa mantidas as condições para que ambas figurem como equações fundamentais.

{{Div col|2}}
<table border="1" cellpadding="10" align="center">

<caption>Transformadas de Legendre na Termodinâmica - Entalpia, partindo-se de <math> U_{(S,V,N)} </math>: </caption>

<tr><th><math>U=U_{(S,V,N_1,N_2...)}</math></th></tr>

<tr><th><math>-P=\frac {\partial U_{(S,V,N_1,N_2...)}}{\partial V} </math></th></tr>

<tr><th>Determinar <math> V=V_{(S,P,N_1,N_2...)}</math> e <math>U=U_{(S,P,N_1,N_2...)}</math></th></tr>

<tr><th><math>H = U + PV</math></th></tr>

<tr><th>Eliminação de U e V fornece: </th></tr>

<tr><th>Entalpia H </th></tr>

<tr><th><math>H = H_{(S,P,N_1,N_2...)} </math></th></tr>

</table>

<table border="1" cellpadding="10" align="center">

<caption>Transformadas de Legendre em Termodinâmica - Entalpia H - Para chegar-se a <math> U_{(S,V,N)} </math>: </caption>

<tr><th><math>H = H_{(S,P,N_1,N_2...)} </math></th></tr>

<tr><th><math> V =\frac {\partial H_{(S,P,N_1,N_2...)}}{\partial P} </math></th></tr>

<tr><th>Determinar <math> P=P_{(S,V,N_1,N_2...)}</math> e <math>H=H_{(S,V,N_1,N_2...)}</math></th></tr>

<tr><th><math>U = H - PV </math></th></tr>

<tr><th>Eliminação de P e H fornece: </th></tr>

<tr><th>Energia Interna U </th></tr>

<tr><th><math>U=U_{(S,V,N_1,N_2...)}</math></th></tr>

</table>
{{Div col fim}}

* Exemplo

A equação fundamental para a Entalpia de um gás monoatômico ideal é, com <math> \Phi </math> sendo uma constante com dimensão adequado ao ajuste correto da análise dimensional:

<math>H(S,P,N)= \frac{5}{2} Nk \left(P \Phi \, e^{[(\frac {S}{Nk} - c) - \frac {5}{2}]}\right)^{\frac{2}{5}}</math> <ref>Ambas as expressões, H e U, conforme artigo sobre [[:en:Ideal gas#Thermodynamic potentials|Gás Ideal]] na wikipédia lusófona, conforme publicado em  10 março 2010 às 19:06.]]</ref>

Esta equação [[Transformada de Legendre#A transformada de Legendre|pode ser obtida]] a partir da equação fundamental para a energia interna  <math> U_{(S,V,N)} </math> seguindo-se os passos na parte superior da tabela apresentada, ou a partir dela pode-se obter a energia interna seguindo-se os passos na parte inferior da tabela em questão. Os cálculos associados são apresentados no artigo relacionado à [[Transformada de Legendre]] na presente enciclopédia. A título ilustrativo a energia interna para o sistema em questão expressa-se como:

<math>U(S,V,N)=\frac {3}{2} Nk_B\left(\frac{N\Phi\,e^{(\frac {S}{Nk_B}-c)-\frac{5}{2}}}{V}\right)^{\frac{2}{3}}</math>

A equação anterior pode facilmente ser reescrita a fim de tornar-se similar à encontrada em outros artigos da Wikipédia. Uma vez  suprimidas constante(s) com unidade(s) definida(s) de forma a tornarem correta a [[análise dimensional]],<ref>A saber, o expoente em funções exponenciais e o logaritmando em logaritmos devem ser adimensionais.</ref> esta apresentar-se-á como abaixo:

<math> U_{(S,V,N)} = N (\frac {N}{V})^{\frac {2}{3}} e^{[\frac{2}{3} (\frac {S}{Nk_B} -c)]} </math> <ref>Conforme Salinas, Silvio R. A. - Introdução à Física Estatística - EdUSP - 1999 - ISBN 85-314-0386-3</ref>

== Variação de entalpia ==
A variação de entalpia (<math>\Delta H\,\! = \Delta H^0 </math>) em transformações físico-químicas é geralmente expressa de forma proporcional à quantidade de matéria envolvida na reação, ou seja, proporcional ao número de [[mol]]s envolvidos no processo. A exemplo, na [[fórmula termoquímica|reação termoquímica]] a seguir, a variação da entalpia (-241,2 kJ/mol) corresponde à variação de entalpia mensurada quando meio mol de <math>O_2\,\!</math> reage com um mol de <math>H_2\,\!</math>  dando como resultado um mol de <math>H_2O\,\!</math>.

:<math>\begin{matrix}\frac{1}{2}\end{matrix}{O_2}_{(g)} + {H_2}_{(g)} \rightarrow {H_2O}_{(g)} \qquad \Delta H = -241,2\ kJ/mol\,\!</math>

Quanto ao sinal do <math>\Delta H\,\!</math>, observar-se-á que, em:
* '''[[Reação exotérmica|Reações exotérmicas]]''': <math>\Delta H < 0</math>. Há liberação de calor do sistema para a vizinhança.
* '''[[Reação endotérmica|Reações endotérmicas]]''': <math>\Delta H > 0</math>. Há uma absorção de calor pelo sistema.

As variações de entalpia em reações químicas podem ser mensuradas via medida do calor absorvido ou liberado na reação, sendo o procedimento experimentalmente levado a cabo em aparelhos conhecidos como [[calorímetro]]s.

É importante mencionar que as variações de entalpia absoluta <math> \Delta H </math> e entalpia padrão <math> \Delta H^0 </math> - esta definida como a entalpia absoluta menos uma constante C adequadamente escolhida (<math> \Delta H^0 = H - C </math>; ver próxima seção) - são iguais. Tal igualdade é facilmente demonstrável a partir da definição desta última:

<math> \Delta H^0 = H^0_f -H^0_i = (H_f-C) - (H_i -C) = H_f - H_i = \Delta H </math>

assim, ao falar-se em variação, tanto faz falar-se da variação da entalpia-padrão ou falar-se da variação da entalpia absoluta. Fala-se pois simplesmente em variação de entalpia <math> \Delta H </math>.

== Entalpia, e entalpias ==
Em fundamento tem-se apenas uma entalpia, a antes definida entalpia absoluta - ou simplesmente entalpia. Contudo, dado um conjunto de situações específicas e similares, pode-se estabelecer "entalpias" também específicas ao conjunto, que não obstante carregam em seu nome a descrição da característica comum. Assim tem-se por exemplo a entalpia-padrão já discutida, a entalpia de formação, a entalpia de combustão, de vaporização, de dissolução, e quem sabe outras mais.  Contudo todas<ref group ="Nota" name ="entalpia_ligação"/> remontam, em essência e sem restrições, à definição inicial de entalpia absoluta - quando muito aparte alguma constante sem qualquer implicação prática - e à determinação das variações de entalpia ao longo dos processos que levam do estado inicial ao final. Assim, a "entalpia de combustão" nada mais é do que a variação de entalpia observada entre o estado inicial - neste caso definido como sendo um combustível + comburente - e o estado final - neste caso o produto da combustão, geralmente gás carbônico e água no caso da queima de [[Hidrocarboneto|hidrocarbonetos]]. As demais "entalpias" seguem o mesmo padrão.

=== Entalpia-padrão ===
Teoricamente, o cálculo do valor do <math>\Delta H</math> só seria em princípio possível se fossem conhecidas as entalpias absolutas dos reagentes (<math>H_R</math>) e dos produtos (<math>H_P</math>) visto que <math>\Delta H\ = H_P - H_R </math>. Tais valores absolutos, entretanto, são praticamente impossíveis de serem diretamente mensurados experimentalmente dado a utopia prática de um sistema de referência em um estado de entalpia absoluta zero. Na prática tem-se em verdade não há ganho ou obrigatoriedade alguma de que as entalpias a serem consideradas no cálculo sejam as entalpias absolutas dos estados do sistema. Tal consideração decorre do fato que, experimentalmente, com o uso do calorímetro, só é possível obterem-se os valores das variações  <math>\Delta H</math> devido às transformações do sistema visto que o calorímetro permite mensurar apenas o calor perdido ou recebido pelo sistema durante uma dada transformação, mas não a energia interna e a energia associada ao volume sob pressão de um estado particular do sistema. As variações de entalpia correspondem pois às grandezas experimentalmente mesuráveis e de relevância.

Em vista da situação há pois uma liberdade de escolha quanto ao "nível" de referência ao qual associar-se-á por definição um valor de entalpia nulo visto que não há razão prática alguma que acarrete a necessidade da entalpia "zero" encontrar-se obrigatoriamente associada - como encontra-se na definição de entalpia absoluta - a um estado do sistema à temperatura de zero [[kelvin]]s e cujos volume e energia interna clássicos sejam  nulos - ou seja, ao estado naturalmente determinado para o qual a entalpia absoluta é nula. De forma similar ao que ocorre com a determinação de diferenças de alturas, onde o valor obtido para a espessura ("altura") de uma mesa - ou seja, a diferenças de alturas entre o topo e o pé da mesa - independe do nível de referência escolhido para medirem-se as alturas a serem subtraídas - podendo estas serem medidas tanto em relação o piso da sala como em relação o nível do mar sem contudo afetar-se o resultado de interesse prático - pode-se em princípio também escolher um nível de referência qualquer a partir do qual as entalpias serão mensuradas e a partir dos quais as variações de entalpia sejam sempre corretamente determináveis.

Embora a escolha do "nível" de referência seja em princípio livre, é extremamente valioso que este estabeleça-se um padrão experimentalmente bem definido e que seja por todos facilmente reprodutível e universalmente reconhecido, de forma a permitir a fácil determinação dos valores de entalpia para as mais variadas substâncias puras compostas visto que isso certamente facilitará muito o cálculo teórico do <math>\Delta H</math> nas milhares de transformações químicas existentes bem como o intercâmbio de dados e resultados práticos entre profissionais dos mais diversificados ramos de atividade pertinentes. A fim de estabelecer tal nível de referência padrão determinaram-se primeiramente, entre outros, as condições físico-químicas de referência para os quais a entalpia - esta doravante nomeada entalpia-padrão <math> H^0 </math>  - será definida como zero. Convencionou-se, entre outros, que constituir-se-á o sistema de referência por todas as [[substância pura|substâncias simples]], e que o estado padrão será o estado físico e [[alotropia|alotrópico]] mais estável destas substâncias à [[temperatura]] de 25 [[grau Celsius|°C]] e [[pressão]] de 1 [[atmosfera|atm.]]. A partir desta definição, mensurada a variação de entalpia em qualquer processo que leve o sistema das condições de referência - a justaposição para reação da mistura de substâncias simples - a um estado final em particular - a substância composta formada - foi e é possível determinar-se a entalpia-padrão associada a qualquer estado final desejado, e de forma recorrente, as entalpias-padrão e variações de entalpia para as mais diversas reações, mesmo para aquelas envolvendo várias substâncias puras ou mesmo compostas atuando tanto como reagentes quanto como produtos. Tais entalpias-padrão, ou suas variações - cujos valores coincidem com as variações de entalpia absoluta - encontram-se desta forma tabeladas em muitos livros de química e física para as mais diversas substâncias e reações químicas.

Tem-se pois que pela definição as entalpias-padrão do hidrogênio (<math> H_2 </math>), do oxigênio (<math> O_2 </math>) ou do grafite (C) quando nas condições padrão, ou seja, a 25&nbsp;°C de temperatura e 1 atm. de pressão, são por definição, zero. O mesmo já não ocorre para o diamante (carbono em estado alotrópico menos estável), <math> H_2O </math> (substância composta) e outras, mesmo que nas condições padrão de temperatura e pressão.

É conveniente explicitar-se que, conforme definidas, a entalpia absoluta e a entalpia-padrão diferem entre si por uma mera subtração de um valor adequadamente escolhido para cada situação:

<math> H^0 = H - C </math> onde C representa uma constante.

Uma vez estabelecido o padrão de referência e uma forma de mensurarem-se as entalpias-padrão dos sistemas nos seus diversos estados, mostra-se também válido estabelecer alguns conceitos de utilidade prática derivados, a exemplo os conceitos de entalpias de formação e de entalpia de combustão das substâncias.

=== Entalpia de formação ===
{{Artigo principal|[[Entalpia de formação]]}}

Refere-se à energia liberada ou absorvida quando um mol de um composto se forma a partir de substâncias simples no estado padrão - as quais têm entalpia-padrão por definição igual a zero.<ref>{{citar web|url=http://www.unb.br/iq/lqc/Joao/calor/entalpiapadraodeformacao.html|título=Entalpia padrão de formação|publicado=- www.unb.br}}</ref>

Exemplo:

:<math> 2 C_{(gr)} + 3 H_{2_{(g)}} + \frac{1}{2} O_{2_{g}} \rightarrow C_{2}H_{5}OH_{(l)} \qquad  \Delta H_{F} = -277,7 kJ/mol\,\!</math>

A equação acima indica que a entalpia de formação do etanol :<math> (C_{2}H_{5}OH_{(l)}),\!</math>, é igual a -277,7 kJ. Repare que a reação é exotérmica: energia é liberada na formação de etanol a partir das substâncias simples associadas.

=== Entalpia de combustão ===
{{Artigo principal|[[Entalpia de combustão]]}}

Refere-se à energia liberada na combustão de um mol de um composto; desde que todos os participantes da reação estejam no estado-padrão.

Exemplo:

:<math>1 CH_{4_{(g)}} + 2 O_{2_{(g)}} \rightarrow 1 CO_{2_{(g)}} + 2 H_{2}O_{(l)} \qquad \Delta H_{C} = -889,5 kJ/mol\,\!</math>

A equação acima indica que a entalpia de combustão do [[metano]] :<math>(CH_{4_{(g)}})\,\!</math>, é igual a -889,5 kJ. Assim como o que se observa na reação de formação do metano, a reação de combustão do metano também é exotérmica.

=== Entalpia de ligação ===
Outra forma de calcular a variação de entalpia de uma reação química envolve o conceito de energias de ligação, ou seja, aquela relacionada à variação da [[energia potencial]] associada à força que une os átomos: ''entalpia de ligação é a energia necessária para romper um mol de ligações químicas entre pares de átomos no estado gasoso''.

É importante ressaltar que a entalpia de ligação será sempre positiva visto que, pela definição, a exemplo do hidrogênio, tem-se a seguinte ordem entre [[Reagente químico|reagente]] e produto:

<math> H_2 \rightarrow H + H </math>

e não o contrário

(incorreto)  <math> H + H \rightarrow H_2 </math>.

Considerando que a quebra de ligações é um [[processo endotérmico]], e que a formação de ligações é um processo exotérmico,  uma forma prática de calcular-se o <math> \Delta H \,\!</math> de uma reação química é a partir dos valores de energia liberada na quebra de ligações e absorvida na formação de novas ligações. Para tanto, faz-se necessário conhecer as entalpias de ligação para cada ligação específica entre cada par de átomos específico. Calcula-se, então, a variação de entalpia pela diferença entre as entalpias de ligação das ligações rompidas e as entalpias de ligação das ligações formadas.<ref name="Quimica_Nobrega">Nóbrega, Olímpio Salgado ; Roberto da Silva, Eduardo ; Hashimoto da Silva, Ruth - Química - Volume único - editora Ática - São Paulo - 2008 - ISBN 978-85-08-11059-9</ref> Contudo é demonstrável que este método fornece resultados mais para aproximados do que para exatos visto que a energia de uma dada ligação é influenciada pela existência ou não bem como pela natureza das demais ligações sendo realizadas por um ou mesmo pelo par de átomos em consideração. Verifica-se que, por razões práticas, as entalpias de ligação associadas a uma dada ligação refletem em verdade uma média para as diversas situações tipicamente encontradas. Um tratamento via entalpias de ligação de um dado átomo a grupos termoquímicos específicos melhora a situação mas não remove completamente a imprecisão .<ref>Atkins - Fisico-química.</ref>

Encontram-se com facilidade na literatura tabelas contendo as entalpias de ligação para as mais variadas ligações. A partir das mesmas é possível fazer-se uma estimativa das variações de entalpia em processos envolvendo reagentes e produtos definidos por tais ligações. A exemplo, pode-se determinar a variação de entalpia associada à reação (∆H=?):

<math> CH_4 + 2O_2 -> CO_2 + 2H_20 </math>

uma vez conhecidos as entalpias de ligação:<ref>Mortimer, Eduardo Fleury at al. - Química para o ensino médio – Editora Scipione – ISBN 85-262-4456-6</ref>

{| border="1"
|+ Entalpias de Ligação H<sup>L</sup>
|-
|C–H || +413,4 KJ/mol
|-
|O=O || +468,6 KJ/mol
|-
|C=O || +804,3 KJ/mol (para CO2)
|-
|H–O || +463,5 KJ/mol
|}

Vistos que todos os elementos encontram-se no estado gasoso, assumidos nas condições normais de temperatura e pressão, pode-se determinar a requisitada variação de entalpia, que corresponde à entalpia do estado final (produtos) menos a entalpia do estado inicial (reagentes) de duas maneiras:<ref>Nobrega, Olimpio Salgado; at al. - Química – Volume único – ISBN 978-85-08-11059-9, Pág. 435</ref>

1) Pela diferença entre as entalpias de formação ∆H <sup>0F</sup> (= H<sup>0F</sup>) dos produtos e dos reagentes.

2) Pela diferença entre as entalpias de ligação ∆H<sup>L</sup> (= H<sup>L</sup>) das ligações rompidas e das ligações formadas.

Como dispõe-se das entalpias de ligação, sendo este o caso em consideração, aplicar-se-á a regra 2. Tem-se assim:

a) Ligações a serem quebradas: 4 mols de ligações C-H para desfazer-se o metano, 2 mols de ligações O=O para desfazerem-se os dois mols de O2.

Tem-se que a soma das entalpias de ligação para as ligações a serem quebradas vale:

<math> \Sigma H^L_{(rompidas)} </math> = 4 mols * (+413,4 KJ/mol) + 2 * + (468,6 KJ/mol) = {{Fmtn|2590,8}} KJ

b) Ligações a serem formadas: 2 mols de ligações C=O formam 1&nbsp;mol de CO2 ; 4 mols de ligações H-O formando 2 mols de H2O.

Tem-se que a soma das entalpias de ligação associadas às ligações que serão formadas vale:

<math> \Sigma H^L{(formadas)} = 2 * (+804,3 KJ/mol) + 4 * (+463,5 KJ/mol) = 3462,6 KJ </math>

A variação de entalpia para a reação inicial de combustão do metano vale, segundo a regra 2, a diferença entre as entalpias de ligação quebradas [<math> \Sigma H^L{(rompidas)} </math>], cuja soma foi determinada no caso (a), e as entalpias de ligações formadas [<math> \Sigma H^L{(formadas)}</math>], cuja soma foi determinada em (b). Tem-se pois que:

<math> \Delta H =  \Sigma H^L_{(rompidas)} - \Sigma H^L_{(formadas)} </math> = {{Fmtn|2590,8}} KJ – {{Fmtn|3462,6}} KJ = - 871,8 KJ

de onde

<math> \Delta H ~ - 871,8 KJ </math>

A reação é exotérmica visto que a variação de entalpia é negativa, conforme esperado por se tratar da combustão do metano, e libera aproximadamente 871,8 KJ de energia via calor. A entalpia do estado final é cerca de 871,8 KJ menor do que a entalpia do estado inicial.

==== Entendendo os cálculos ====
O mecanismo em questão para o cálculo de <math> \Delta H </math> , conforme apresentado, deriva, em verdade, da aplicação da lei de Hess (ver seção a frente) a um conjunto de reações: para o presente exemplo, o primeiro somatório corresponde a uma variação de entalpia associada à seguinte reação:

<math>  CH_4 + 2O_2 -> C + 4H + 4O </math>

Em uma segunda etapa tem-se a reação:

<math> C + 4H +4O  -> CO_2 + 2H_20 </math>

cuja variação de entalpia é determinada pelo ''negativo'' do segundo somatório (-Σ H<sup>L</sup><sub>(formadas)</sub>), visto que as ligações são agora formadas e não quebradas.

Trata-se assim da [[decomposição]] da reação original em duas etapas levada a cabo via inserção de um estado intermediário contendo elementos não ligados. Conforme esperado pelo fato da entalpia ser função de estado, a variação de entalpia total será a soma das variações de entalpia associadas a cada etapa da reação, o que leva corretamente, conforme esperado, a:

<math> \Delta H = H_P - H_R = \Sigma H^L_{(rompidas)} + (- \Sigma H^L_{(formadas)}) = \Sigma H^L_{(rompidas)} - \Sigma H^L_{(formadas)} </math>

==== Entalpia de ligação ou energia de ligação? ====
Uma vez resolvido o problema conforme apresentado, de grande importância perceber que, embora seja verdade que para determinarem-se as ligações a serem rompidas deva-se olhar sobretudo para o lado da equação correspondente aos reagentes, e que para determinarem-se as reações a serem feitas deva-se olha prioritariamente para o lado da equação correspondente aos produtos, a primeira somatória acima (a soma das entalpias de ligação para as ligações quebradas,(Σ H<sup>L</sup><sub>(rompidas)</sub>), ''não'' é um cálculo que fornece por resultado a entalpia H<sub>R</sub> - quer absoluta, quer padrão, quer em relação a qualquer nível pré-estabelecido - do estado inicial (dos reagentes), ou seja, esta expressão não representa o cálculo da entalpia do estado do sistema antes da reação; e que a segunda somatória em questão, (Σ H<sup>L</sup><sub>(formadas)</sub>), ''não'' é um cálculo válido acerca da determinação da entalpia do estado final H<sub>P</sub> - quer absoluta, quer padrão, quer em relação a qualquer nível pré-estabelecido - ou seja, do estado associado aos produtos da reação, quando já formados. A equação acima, por tal, não implica que esteja-se a fazer, a fim de determinar-se a variação de entalpia ∆H na combustão do metano, “a diferença de entalpias dos reagentes e dos produtos (H<sub>R</sub> – H<sub>P</sub>)”, pois não se está a determinar, com cada parcela da mesma, a entalpia dos reagentes, H<sub>R</sub>, e dos produtos, H<sub>P</sub>. Em verdade o cálculo acima, após concluído, configura uma ''forma alternativa'' de determinar-se a variação da entalpia associada à reação, ou seja, uma forma alternativa ao método tradicional onde faz-se  - ''por definição de variação'' - o valor da entalpia do estado final – dos produtos - menos a entalpia do estado inicial – dos reagentes.

Escreve-se corretamente pois que:

(correto) <math>\Delta H = H_P - H_R = \Sigma H^L_{(rompidas)} - \Sigma H^L_{(formadas)} </math>

e não que

(incorreto)       <math> \Delta H = [H_R] - [H_P] \;\;\;\; (= [ \Sigma H^L_{(rompidas)} ]  - [ \Sigma H^L_{(formadas)}])  </math>.

Poder-se-ia em princípio, contudo, a fim de evitar-se confusão certa quanto a não diferenciação explicita do "H" que figura ante e dos "H" que figuram depois do sinal de igual na sentença anterior - e eles são diferentes, o primeiro representando a entalpia do sistema e os demais entalpias de ligação - argumentar que embora a expressão anterior não encontre-se escrita de forma correta, para uma dada reação qualquer esta contudo seria valida:

(inadequado, embora "aceita" por alguns autores) <math>  \Delta H = [H_R^L] - [H_P^L] = - \Delta H^L  \;\;\;\; (=[ \Sigma H^L_{(rompidas)} ]  - [ \Sigma H^L_{(formadas)}])</math>

O problema com esta notação reside em um ponto bem simples: a ausência de referencial padrão teórico e experimentalmente válio para a medida da "entalpia de ligação" a ser adotado em sua definição, ou seja, na tentativa de definir-se uma nova função de estado para o sistema a ser nomeada "entalpia de ligação" <math> H^L </math>.

Não há dúvidas que a entalpia de ligação e tradicional devam ser definidas de formas distintas visto que, dados o  estado inicial e o estado final do sistema, o intuito é definir a entalpia de ligação de forma que um aumento em seu valor (<math> \Delta H^L = H_P^L - H_R^L > 0) </math> implique necessariamente, conforme equação em parágrafo anterior, uma diminuição da entalpia padrão (<math> \Delta H = H_P - H_R <0 </math>), raciocínio pertinente visto que energia presa em uma ligação é energia que não pode ser transferida na forma de calor.

Em hipótese a opção para referencial seria o estado intermediário inserido no processo a fim de suportar o raciocínio sendo considerado, ou seja, seria o estado de referência um estado onde encontrar-se-iam apenas elementos isolados - desprovidos de qualquer ligação. Definir-se a “entalpia de ligação” deste estado como zero, e por conseguinte, a entalpia de ligação de um estado em particular seria definida, em acordo com a situação, como o ''negativo'' da variação de entalpia (tradicional) associada à formação de um elemento via estabelecimento de ligações entre os átomos avulsos em questão. Ter-se-ia pois a entalpia de ligação sempre positiva, e que <math> \Delta H = - \Delta H^L</math>

Ressalta-se que tal definição - que tenta ser condizente com a real definição de entalpia de ligação - seria contudo apenas complicadora, visto que o estado contendo apenas átomos sem ligação, excetuado gases nobres, é experimentalmente muito mais inacessível do que um sistema contendo elementos em estado padrão, e de forma mais inquietante, que este estado, tipicamente embora não necessariamente, implica um estado do sistema ''fora'' de seu equilíbrio termodinâmico. E para estados fora do equilíbrio não se definem os potenciais termodinâmicos, a exemplo, uma entalpia.

[[Grosso modo]], fazê-lo seria pois apenas - a menos de um sinal - dar nova definição à “entalpia-padrão” - mediante mudança do nível de referência - de forma a apenas, em princípio, complicá-la teórica e experimentalmente.

Da forma que a entalpia de ligação é realmente definida - alguns autores mencionam apenas energia de ligação talvez por esta razão - a entalpia de ligação não é propriedade de um estado em particular e sim uma propriedade de um processo em específico onde há quebra de determinada ligação em particular, e em verdade, de forma mais detalhada - onde há a quebra de ligação entre um radical e um elemento em particular. A  proposta de notação

(inadequado, embora "aceita" por alguns autores) <math> \Delta H = H_R^L - H_P^L = - \Delta H^L </math>

é por tal, inadequada: busca expressar um raciocínio válido (a lei de Hess), contudo de forma infeliz.

Confirma-se tal afirmação observando que, embora uma variação na entalpia de ligação implique realmente uma variação na entalpia-padrão do sistema, há diversos processos que implicam uma variação da entalpia-padrão do sistema sem que contudo estes impliquem uma variação na energia de ligação de seus componentes. A associação conforme feita seria, pois, de mão única.

A alternativa para expressar-se o que realmente ocorre é definir-se uma ''energia de ligação'' - a nomear-se aqui por E<sup>L</sup>  de forma a nitidamente dissociar o conceito de energia de ligação do conceito de entalpia e conectá-lo ao conceito de calor de reação, e afirmar que variações na energia de ligação, quando presentes, implicam variações correspondentes na entalpia do sistema determináveis segundo a expressão:

(correto) <math> \Delta E^L =>  \Delta H = H_P - H_R = [ \Sigma H^L_{(rompidas)} ]  - [ \Sigma H^L_{(formadas)}]  = [E_R] - [E_P] </math>.

Não sendo a energia de ligação promovida ao status ou uma mera re-expressão de um potencial termodinâmico do sistema, portanto.

=== Entalpia de dissolução ===
A dissolução de uma substância em água - principalmente para o caso das substâncias iônicas - ocorre sempre com transferência de energia. Uma vez verificado que a maioria das reações químicas se processa em meio aquoso, a compreensão acerca da entalpia de dissolução mostra-se importante à correta análise de tais processos.

Define-se a entalpia de dissolução como a variação de entalpia associada à dissolução de 1&nbsp;mol de soluto em uma quantidade de solvente maior ou igual à mínima necessária para que se tenha a máxima variação de entalpia no processo, ou seja, para que se tenha a dissolução completa do soluto.

Um típico processo onde a entalpia de dissolução pode ser facilmente evidenciada refere-se à dissolução em água do vulgo "[[percloreto de ferro]]" - corretamente [[cloreto férrico]] - frequentemente realizada por profissionais ou amantes de [[eletrônica]] a fim de se obter uma solução adequadamente diluída de forma a poder ser utilizada no processo de corrosão de placas de [[circuito impresso]] - placas de material isolante com uma fina camada de cobre em sua superfície -, placas estas sobre as quais primeiro desenham-se e posteriormente à corrosão montam-se os circuitos eletrônicos projetados. A dissolução deve ser feita vagarosamente tamanho é o aquecimento que a mesma provoca, sempre jogando-se o percloreto na água, e nunca o contrário. A entalpia de dissolução para tal produto é consideravelmente alta em módulo - contudo negativa em valor, visto que a dissolução é exotérmica.

Dependendo do espécime químico o processo de dissolução pode em si não ser muito simples, por vezes incluindo várias etapas, as quais podem implicar respectivas variações de entalpia com sinais trocados. A exemplo, durante a dissolução de sólido iônico típico em água, em uma primeira etapa o cristal iônico é desfeito, e tal dissolução requer energia, implicando que a etapa é endotérmica (<math> \Delta H > 0 </math>. Em uma segunda etapa cada um dos íons passa a ser circundado por um número adequado de moléculas de água devidamente orientadas - processo conhecido como hidratação das partículas - o qual é acompanhado de uma considerável liberação de energia, sendo por tal um processo exotérmico que acarreta uma significativa diminuição da entalpia (<math> \Delta H < 0 </math>).<ref name = "Quimica_Nobrega" />O valor total da entalpia de dissolução depende então de qual das partes irá predominar. Extrapolando o conceito, a exemplo, ao contrário da dissolução de percloreto em água, a "dissolução" do sal de cozinha quando misturado com gelo mostra-se consideravelmente endotérmica.

=== Entalpia de vaporização ===
A entalpia de vaporização ou calor de vaporização é a quantidade de [[energia]] necessária para que um [[mol]] de um elemento ou de uma substância que encontre-se em equilíbrio com o seu próprio vapor passe completamente para o estado [[gasoso]]. Supõe-se a pressão constante, por padrão 1 atmosfera ou em caso contrário conforme explicitamente especificada. Mais informações, e tabela de valores para as substâncias típicas encontram-se disponíveis no artigo [[entalpia de vaporização|especialmente destinado]] ao assunto nesta enciclopédia eletrônica.

=== Entalpia de fusão ===
A entalpia de fusão ou calor de fusão é a quantidade de [[energia]] necessária para que um [[mol]] de um elemento ou substância em equilíbrio com seu líquido passe do estado sólido para o estado líquido mantida a pressão constante, usualmente definida como 1 atmosfera, ou conforme explicitamente especificada, em caso contrário.

Mais informações encontram-se disponíveis no artigo [[calor de fusão|especialmente destinado]] ao assunto nesta enciclopédia eletrônica.

== Processos endotérmicos, exotérmicos, e espontaneidade ==
O processo endotérmico é aquele que ocorre com absorção de energia na forma de calor pelo sistema. Um exemplo disso: se um pedaço de gelo for deixado sobre a mesa à temperatura ambiente, ele receberá energia na forma de calor do ambiente e isso provocará a fusão do gelo. A transição da água no estado sólido para o estado líquido é um processo em que há calor da vizinhança para o sistema, ou seja, é '''endotérmica'''.

Outro exemplo: quando um mol de óxido de mercúrio sólido se decompõe, à pressão constante, em um mol de mercúrio líquido e meio mol de oxigênio gasoso, ocorre a absorção de 90,7 kJ de energia do ambiente. Matematicamente:

:<math> {1 HgO}_{(s)} \rightarrow \begin{matrix}\frac{1}{2}\end{matrix} {O_2}_{(g)} + {1 Hg}_{(l)} \qquad \Delta H = +90,7\ kJ/mol\,\!</math>

Que também pode ser representada por:
:<math> {1 HgO}_{(s)} + {90,7 kJ} \rightarrow \begin{matrix}\frac{1}{2}\end{matrix} {O_2}_{(g)} + {1 Hg}_{(l)}\!</math>

O [[processo exotérmico]] é aquele que ocorre com liberação de energia na forma de calor para a vizinhança. Pode-se citar o seguinte como exemplo: quando um sistema formado por água líquida é colocado em um congelador, ele perde energia na forma de calor para esse ambiente e, em decorrência disso, ocorre a solidificação da água. Assim, transição da água no estado líquido para o estado sólido é um processo em que há calor do sistema para a vizinhança: é '''exotérmico'''.

Outro exemplo: quando um mol de hidrogênio gasoso reage, à pressão constante, com meio mol de oxigênio gasoso para formar um mol de água líquida, ocorre a liberação de 285,8 kJ de energia para o meio ambiente. Matematicamente:

:<math> {1 H_2}_{(g)} + \begin{matrix}\frac{1}{2}\end{matrix} {O_2}_{(g)} \rightarrow {1 H_2O}_{(l)} \qquad \Delta H = -285,8\ kJ/mol\,\!</math>

Que também pode ser representada por:
:<math> {1 H_2}_{(g)} + \begin{matrix}\frac{1}{2}\end{matrix} {O_2}_{(g)} \rightarrow {1 H_2O}_{(l)} + 285,8\ kJ/mol\,\!</math>

Repare a correspondência entre os sinais das respectivas variações nas entalpias-padrão e a natureza da reação. Em reações exotérmicas há calor do sistema para a vizinhança, o que implica que a entalpia final do sistema é sempre menor do que a inicial; a diferença <math> \Delta H = H_f - H_i </math> será sempre negativa visto que <math> H_f< H_i</math> implica <math> H_f - H_i <0 </math>. Raciocínio análogo acarreta que em reações endotérmicas a entalpia final é maior do que a inicial, e a diferença <math> \Delta H = H_f - H_i </math> será sempre positiva em reações endotérmicas visto que <math> H_f > H_i</math> implica <math> H_f - H_i > 0 </math>.

Relevante ao contexto é a falsa afirmação de que reações exotérmicas (<math> \Delta H < 0 </math>) são espontâneas, e endotérmica (<math> \Delta H > 0 </math>)não  são espontâneas. A reação entre gelo e sal de cozinha é endotérmica, contudo espontânea. Embora verdade para um grande número de situações, não é difícil encontrarem-se situações onde tal afirmação falha drasticamente. Em condições ambientes o que determina a espontaneidade de uma reação ou processo não é o sinal da variação da entalpia no processo e sim o sinal da variação da [[energia livre de Gibbs]] no processo a ser desencadeado.

== Fatores que influenciam o valor da variação de entalpia ==
* Quantidade de reagentes e produtos: o valor do <math>\Delta H\,\!</math> de uma reação varia em função da concentração de cada um de seus participantes. O aumento da concentração provoca um aumento proporcional da variação de entalpia.
Exemplo:

:<math> {1 HgO}_{(s)} \rightarrow \begin{matrix}\frac{1}{2}\end{matrix} {O_2}_{(g)} + {1 Hg}_{(l)} \qquad \Delta H_{Total} = +90,7kJ\qquad \Delta H = +90,7\ kJ/mol\,\!</math>

:<math> {2 HgO}_{(s)} \rightarrow {O_2}_{(g)} + {2 Hg}_{(l)} \qquad \Delta H_{Total} = +181,4kJ\qquad \Delta H = +90,7\ kJ/mol\,\!</math>

* Os estados físicos dos reagentes e produtos: substâncias no estado sólido provocam variações de entalpia maiores do que no estado líquido; e estas, maiores do que no estado gasoso.
Exemplo:

:<math> {1 H_2}_{(g)} + \begin{matrix}\frac{1}{2}\end{matrix} {O_2}_{(g)} \rightarrow {1 H_2O}_{(l)} \qquad \Delta H = -285,8\ kJ/mol\,\!</math>

:<math> {1 H_2}_{(g)} + \begin{matrix}\frac{1}{2}\end{matrix} {O_2}_{(g)} \rightarrow {1 H_2O}_{(g)} \qquad \Delta H = -241,2\ kJ/mol\,\!</math>

* Estado alotrópico de reagentes e produtos: cada estado alotrópico tem um valor de entalpia distinto.
Exemplo:

:<math> {1 C}_{(gr)} + {O_2}_{(g)} \rightarrow {1 CO_2}_{(g)} \qquad \Delta H = -94,0\ kcal/mol\,\!</math>

:<math> {1 C}_{(d)} + {O_2}_{(g)} \rightarrow {1 CO_2}_{(g)} \qquad \Delta H = -94,5\ kcal/mol\,\!</math>

* Temperatura.

Uma reação exoenergética em uma dada temperatura pode mostrar-se endoenergética em outra temperatura, de forma que as temperaturas dos reagentes e produtos devem — quando fora do padrão — ser especificadas.

== Lei de Hess ==
{{Artigo principal|Lei de Hess}}
Em 1840, um físico chamado [[Germain Henry Hess]], com base em seus estudos sobre calores de reação, descobriu que, de um modo geral, quando uma reação se dá em etapas, a soma dos calores de reação correspondentes aos diversos estágios é igual ao calor de reação obtido quando a reação é realizada completamente em uma só etapa.

Então, enunciou sua lei: "''Quando uma reação química apresenta etapas intermediárias, a variação de entalpia da reação geral equivale à soma das variações de entalpia de cada uma das etapas intermediárias"''. A lei de Hess implica a verificação experimental de que a entalpia é uma função de estado, ou seja, de que a variação da entalpia depende em um sistema depende apenas dos estados inicial e final do sistema - sendo ''sempre'' determinável pela diferença <math> \Delta H = H_f - H_i </math> - isto de forma independente de como o sistema evoluiu do estado inicial "i" para o estado final "f". Dados os mesmos estados inicial e final a variação de entalpia total observada será sempre a mesma, quer a reação se dê por etapas, quer se dê via uma única etapa, quer rápida, quer lentamente.

Podemos utilizar como exemplo simples da aplicação da [[Lei de Hess]] a reação de [[oxidação]] do [[carbono]]. É possível que o carbono se combine com um único átomo de [[oxigênio]], formando o [[monóxido de carbono]]:

:<math> C_{(g)} + \frac{1}{2} O_{2_{(g)}} \rightarrow CO_{(g)} \qquad \Delta H = - 26,4 kcal/mol\,\!</math>

O monóxido de carbono é combustível, isto é, ele pode se combinar com outro átomo de oxigênio, produzindo [[dióxido de carbono]]; por este motivo, ocorre a reação de combustão:

:<math> CO_{(g)} + \frac{1}{2} O_{2_{(g)}} \rightarrow CO_{2_{(g)}} \qquad \Delta H = - 67,6 kcal/mol\,\!</math>

Se somarmos estas duas equações (como se elas fossem equações algébricas), poderíamos também, segundo a '''Lei de Hess''', somar as entalpias de reação:

:<math> C_{(g)} + \frac{1}{2} O_{2_{(g)}} + CO_{(g)} + \frac{1}{2} O_{2_{(g)}} \rightarrow CO_{(g)} + CO_{2_{(g)}}\,\!</math>

:<math> \Delta H = (-26,4) + (-67,6) = -94 kcal/mol\,\!</math>

Continuando a utilizar regras análogas às empregadas na álgebra, podemos eliminar todos os elementos que aparecem nos dois membros da equação - neste caso, eliminamos o <math> CO_{(g)},\!</math>.

Somando <math> \frac{1}{2} O_{2_{(g)}}\,\!</math> e  <math> \frac{1}{2} O_{2_{(g)}}\,\!</math>, podemos anotar 1&nbsp;mol deste gás, e o resultado final será:

:<math> C_{(g)} + O_{2_{(g)}} \rightarrow CO_{2_{(g)}} \qquad \Delta H = - 94 kcal/mol\,\!</math>

que é exatamente a entalpia da reação se queimássemos diretamente o carbono a dióxido de carbono.

{{Referências|grupo="Nota"|refs =
<ref group ="Nota" name ="entalpia_ligação">A "entalpia de ligação" apresenta algumas particularidades próprias.</ref>
|Notas}}

{{Referências}}

== Ver também ==
* [[Entalpia de combustão]]
* [[Trocador de calor]]
* [[Unidade de recuperação de calor]]
* [[Arrefecimento gratuito]]
* [[Entropia]]

== Ligações externas ==
* [http://educar.sc.usp.br/quimapoio/entalpia.html ENTALPIA]- '''educar.sc.usp.br''' - Uma abordagem simples e didática sobre '''entalpia'''.
* José Luis de Paula Barros Silva; [http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc22/a04.pdf Por que não estudar entalpia no Ensino Médio]; QUÍMICA NOVA NA ESCOLA; N° 22, NOVEMBRO 2005
{{Controle de autoridade}}
{{Energias físico-químicas}}

[[Categoria:Entalpia| ]]