Exemplos de perguntas sobre a Lei de Hess
Introdução
A Lei de Hess, que leva o nome do químico russo Germain Henri Hess, é um dos princípios fundamentais da termodinâmica química que se relaciona com a energia das reações químicas. Essa lei afirma que a quantidade total de calor (energia) produzida ou absorvida em uma reação química não depende do caminho percorrido, mas apenas das condições iniciais e finais do sistema. Esse princípio básico é muito útil para calcular a variação de entalpia (ΔH) de reações que são difíceis de medir diretamente.
A Lei de Hess é crucial porque nos permite usar a entalpia padrão de formação ou a variação de entalpia de outra reação conhecida para encontrar a variação de entalpia de uma reação específica que não é facilmente mensurável. Neste artigo, analisaremos diversos exemplos e discutiremos a aplicação da Lei de Hess.
Teoria básica
A lei de Hess pode ser formulada matematicamente da seguinte maneira:
Se uma reação química pode ser expressa em várias etapas, então a variação total de entalpia (ΔH_total) é a soma das variações de entalpia (ΔH) de cada etapa. Matematicamente, isso é formulado como:
ΔH_total = Σ ΔH_estágio
Isso significa que você pode encontrar a entalpia de uma reação assim:
""
Reação A → Produto
|
ΔH1
Reação B → Produto
|
ΔH2
Então, ΔH_total (A → Produto) = ΔH1 + ΔH2
""
Antes de apresentar os exemplos de questões, é importante compreender alguns termos:
1. Entalpia (H): Uma medida da energia total de um sistema sob pressão constante.
2. ΔH (Variação de entalpia): Variação de entalpia entre reagentes e produtos.
3. Entalpia padrão de formação (ΔHf°): A variação de entalpia quando um mol de um composto é formado a partir de seus elementos em estados padrão.
Contoh Soal e Pembahasan
Exemplo de questão 1: Utilização da entalpia de formação
Pergunta:
Calcule a entalpia de reação para a combustão do metano (CH₄) com base nos seguintes dados de variação de entalpia padrão de formação:
– ΔHf° (CO₂(g)) = -393.5 kJ/mol
– ΔHf° (H₂O(l)) = -285.8 kJ/mol
– ΔHf° (CH₄(g)) = -74.8 kJ/mol
– ΔHf° (O₂(g)) = 0 kJ/mol (porque o gás oxigênio em seu estado padrão tem uma entalpia de formação de 0)
Reação de combustão do metano:
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
Discussão:
1. Escreva a reação geral e a entalpia de formação:
\[
ΔH_{reação} = ∑ΔH_{produto} – ∑ΔH_{reagente}
\]
2. Substitua os valores da entalpia padrão de formação na equação:
\[
ΔH_{reação} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. Substitua os valores conhecidos:
\[
ΔH_{reação} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. Cálculos detalhados:
\[
ΔH_{reação} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{reação} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{reação} = -890.3 kJ/mol
\]
Assim, a variação de entalpia para a reação de combustão do metano é de -890.3 kJ/mol. Um valor negativo indica que a reação é exotérmica (libera energia).
Exemplo de Problema 2: Utilizando Reações Derivadas
Pergunta:
Calcule a entalpia da reação para a seguinte reação:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
Dadas três reações e as respectivas variações de entalpia:
1. N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
2. 2NH₃(g) + O₂(g) → 2NO(g) + 3H₂O(g), ΔH = -904 kJ
3. H₂(g) + 1/2 O₂(g) → H₂O(g), ΔH = -242 kJ
Discussão:
1. Descreva a reação em uma forma linear que possa ser rearranjada:
Reação alvo:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
Precisamos manipular a reação dada para atingir a reação desejada.
2. Análise de reações envolvendo NH₃:
A reação 2 contém NH₃, mas a reação consiste em decompor o NH₃ em NO e H₂O. Portanto, inverta essa reação:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. Em seguida, precisamos nos livrar do O₂(g):
Para isso, usamos a reação (1):
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
Em vez disso, precisamos que 2NO seja gerado. Essa reação permanece a mesma.
4. Calcule a entalpia para H₂O(g):
Adicione a reação inversa (3) três vezes à equação:
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
Tornar-se:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. Combine e equilibre as equações:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
Ao somar essas reações, podemos ignorar os componentes que aparecem em ambos os lados e calcular a entalpia total.
6. Calcule a entalpia total:
\[
N₂(g) + 3 H₂O(g) – 3H₂(g) – 3/2 O₂(g) → 2NH₃(g) + O₂(g) – O₂(g) \rightarrow N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
\]
Entalpia total:
\[
ΔH_{total} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]
Portanto, o ΔH para a reação N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) é +1810 kJ. Como queremos obter a entalpia liberada (exotérmica), tornamos o valor do produto negativo:
\[
ΔH_{total} = -46 kJ/mol
\]
Fechando
Este artigo discute exemplos de problemas que aplicam a Lei de Hess para calcular a variação de entalpia de uma reação. Ao compreender a base teórica e aplicar os passos nos exemplos, espera-se que os leitores assimilem mais facilmente esse conceito e sejam capazes de aplicá-lo a diversas situações que envolvam cálculos termoquímicos. A Lei de Hess não é importante apenas na química acadêmica, mas também é útil na pesquisa em química industrial e em diversas outras aplicações na ciência e tecnologia.
