Lei de Hess
Você quer saber quanta energia é liberada quando o carbono do carvão queima e vira apenas CO, mas na prática a reação nunca para aí: parte do carbono sempre acaba virando CO₂. Como medir o calor de uma reação que não dá para realizar "limpa" no laboratório? A resposta está em uma ideia simples do químico Germain Hess, e você a verá funcionando ao longo desta página.
Caminhos diferentes, o mesmo resultado
Imagine que você sobe do térreo ao 10º andar de um prédio. Pode ir de elevador, de escada ou fazendo uma parada no 5º andar. A variação de altura é sempre a mesma: depende só do ponto de partida e do ponto de chegada, não do caminho.
A entalpia ($H$) se comporta assim. Ela é uma função de estado: só importam os estados inicial e final do sistema.
Por que isso é útil? Porque muitas reações são lentas, produzem misturas de produtos ou são perigosas de medir em um calorímetro. Se existe um caminho alternativo com etapas conhecidas, basta somá-las.
Enuncie a Lei de Hess com suas próprias palavras e explique por que ela permite calcular a variação de entalpia de reações que são difíceis de medir diretamente em…
Enuncie a Lei de Hess com suas próprias palavras e explique por que ela permite calcular a variação de entalpia de reações que são difíceis de medir diretamente em laboratório.
Considere as duas etapas: $$\text{A} \rightarrow \text{B} \qquad \Delta H_1 = -50\ \text{kJ}$$ $$\text{B} \rightarrow \text{C} \qquad \Delta H_2 = -30\ \text{kJ}$$…
Considere as duas etapas:
$$\text{A} \rightarrow \text{B} \qquad \Delta H_1 = -50\ \text{kJ}$$ $$\text{B} \rightarrow \text{C} \qquad \Delta H_2 = -30\ \text{kJ}$$Calcule a variação de entalpia da reação global $\text{A} \rightarrow \text{C}$ e classifique-a como exotérmica ou endotérmica.
Regras para manipular equações
Para chegar à equação desejada, você pode fazer duas operações nas equações conhecidas, sempre ajustando o $\Delta H$ do mesmo modo.
O porquê: se ir de A para B libera 50 kJ, voltar de B para A precisa devolver exatamente essa energia ($+50\ \text{kJ}$). E o $\Delta H$ é proporcional à quantidade de matéria: dobrando as quantidades de reagentes, dobra o calor trocado.
Uma equação termoquímica tem $\Delta H = -200\ \text{kJ}$. Responda: (a) Qual é o $\Delta H$ da equação inversa? (b) Qual é o $\Delta H$ se todos os coeficientes da…
Uma equação termoquímica tem $\Delta H = -200\ \text{kJ}$. Responda:
(a) Qual é o $\Delta H$ da equação inversa?
(b) Qual é o $\Delta H$ se todos os coeficientes da equação original forem multiplicados por 3?
Montando o quebra-cabeça
Resolver um problema de Hess é como montar um quebra-cabeça: você tem equações-peça e uma equação-alvo. Siga este roteiro:
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Escreva a equação-alvo.
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Para cada substância da alvo, procure em qual equação dada ela aparece (de preferência só em uma) e se ela está do mesmo lado que na alvo. Se estiver do lado oposto, inverta.
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Ajuste os coeficientes, multiplicando a equação, para que a quantidade bata com a da alvo.
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Some as equações, cancelando as substâncias que aparecem dos dois lados.
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Some os $\Delta H$ já corrigidos.
Dadas as equações: $$\text{C(grafite)} + \text{O}2(g) \rightarrow \text{CO}2(g) \qquad \Delta H = -394\ \text{kJ}$$ $$\text{CO}(g) + \tfrac{1}{2}\,\text{O}2(g)…
Dadas as equações:
$$\text{C(grafite)} + \text{O}_2(g) \rightarrow \text{CO}_2(g) \qquad \Delta H = -394\ \text{kJ}$$ $$\text{CO}(g) + \tfrac{1}{2}\,\text{O}_2(g) \rightarrow \text{CO}_2(g) \qquad \Delta H = -283\ \text{kJ}$$Calcule o $\Delta H$ da reação $\text{C(grafite)} + \tfrac{1}{2}\,\text{O}_2(g) \rightarrow \text{CO}(g)$, indicando quais manipulações você fez nas equações.
Dadas as equações: $$\text{N}2(g) + \text{O}2(g) \rightarrow 2\,\text{NO}(g) \qquad \Delta H = +180\ \text{kJ}$$ $$2\,\text{NO}(g) + \text{O}2(g) \rightarrow…
Dadas as equações:
$$\text{N}_2(g) + \text{O}_2(g) \rightarrow 2\,\text{NO}(g) \qquad \Delta H = +180\ \text{kJ}$$ $$2\,\text{NO}(g) + \text{O}_2(g) \rightarrow 2\,\text{NO}_2(g) \qquad \Delta H = -114\ \text{kJ}$$Determine o $\Delta H$ da reação $\text{N}_2(g) + 2\,\text{O}_2(g) \rightarrow 2\,\text{NO}_2(g)$ e classifique-a quanto à troca de calor.
Júlia dispõe das equações: $$\text{S(s)} + \text{O}2(g) \rightarrow \text{SO}2(g) \qquad \Delta H = -297\ \text{kJ}$$ $$2\,\text{SO}3(g) \rightarrow 2\,\text{SO}2(g) +…
Júlia dispõe das equações:
$$\text{S(s)} + \text{O}_2(g) \rightarrow \text{SO}_2(g) \qquad \Delta H = -297\ \text{kJ}$$ $$2\,\text{SO}_3(g) \rightarrow 2\,\text{SO}_2(g) + \text{O}_2(g) \qquad \Delta H = +198\ \text{kJ}$$Calcule o $\Delta H$ da reação de formação do trióxido de enxofre: $\text{S(s)} + \tfrac{3}{2}\,\text{O}_2(g) \rightarrow \text{SO}_3(g)$. Mostre como cada equação foi balanceada.
Usando entalpias de combustão e de formação
Muitas vezes os dados são entalpias de combustão ou de formação. O procedimento é o mesmo: cada dado é uma equação com o seu $\Delta H$, e você a inverte ou multiplica conforme precisar.
Para obter a entalpia de formação do etano, são conhecidas as entalpias de combustão (todas com produtos $\text{CO}2(g)$ e $\text{H}2\text{O}(l)$): $$\text{C(grafite)} +…
Para obter a entalpia de formação do etano, são conhecidas as entalpias de combustão (todas com produtos $\text{CO}_2(g)$ e $\text{H}_2\text{O}(l)$):
$$\text{C(grafite)} + \text{O}_2(g) \rightarrow \text{CO}_2(g) \qquad \Delta H = -394\ \text{kJ}$$ $$\text{H}_2(g) + \tfrac{1}{2}\,\text{O}_2(g) \rightarrow \text{H}_2\text{O}(l) \qquad \Delta H = -286\ \text{kJ}$$ $$\text{C}_2\text{H}_6(g) + \tfrac{7}{2}\,\text{O}_2(g) \rightarrow 2\,\text{CO}_2(g) + 3\,\text{H}_2\text{O}(l) \qquad \Delta H = -1.560\ \text{kJ}$$(a) Use a Lei de Hess para calcular o $\Delta H$ da reação $2\,\text{C(grafite)} + 3\,\text{H}_2(g) \rightarrow \text{C}_2\text{H}_6(g)$.
(b) Classifique a reação e explique o que o sinal do resultado indica sobre a estabilidade do etano em relação aos elementos que o formam.
Rafael precisa da entalpia da reação de hidrogenação do eteno: $$\text{C}2\text{H}4(g) + \text{H}2(g) \rightarrow \text{C}2\text{H}6(g)$$ Ele conhece as entalpias de…
Rafael precisa da entalpia da reação de hidrogenação do eteno:
$$\text{C}_2\text{H}_4(g) + \text{H}_2(g) \rightarrow \text{C}_2\text{H}_6(g)$$Ele conhece as entalpias de combustão: $\text{C}_2\text{H}_4(g)$: $-1.411\ \text{kJ/mol}$; $\text{H}_2(g)$: $-286\ \text{kJ/mol}$; $\text{C}_2\text{H}_6(g)$: $-1.560\ \text{kJ/mol}$ (produtos $\text{CO}_2(g)$ e $\text{H}_2\text{O}(l)$).
(a) Escreva as três equações de combustão balanceadas.
(b) Combine-as pela Lei de Hess e calcule o $\Delta H$ da hidrogenação.
(c) Calcule a energia liberada na hidrogenação de $2{,}0$ mol de eteno.
Usando energias de ligação
Outra forma de aplicar a ideia de Hess é imaginar a reação em duas etapas: primeiro rompemos todas as ligações dos reagentes (absorve energia) e depois formamos as ligações dos produtos (libera energia). Como a entalpia é função de estado, o resultado não depende do caminho.