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Quais os princípios da Lei de Hess?

Calor ou entalpia ou energia de ligação

ligação

Ligação sendo rompida

Em todas as reações químicas ocorre quebra das ligações existentes nos reagentes e formação de novas ligações nos produtos.

Para que ocorra quebra das ligações existentes nos reagentes, é necessário fornecer energia; logo, temos um processo endotérmico. Já na formação das ligações, ocorre a liberação da mesma quantidade de energia.

A entalpia de ligação é a variação de entalpia verificada na quebra de 1 mol de uma determinada ligação química, desde que todas as substâncias estejam no estado gasoso, a 25° C e 1atm.

Resumindo:

Reagentes = sempre são quebradas as ligações = ENDOTÉRMICA (+)

Produtos = sempre são formadas as ligações = EXOTÉRMICA (-)

Exemplo:
Como podemos calcular a entalpia da reação abaixo através das entalpias de ligação?

Simples! Basta olhar na tabela os valores de cada ligação e verificar quais ligações estão sendo quebradas e quais estão sendo formadas.
Assim,
H2(g)     +   Cl2(g) →  2HCl

(H-H)     (Cl-Cl)       (H-Cl)
+ 436       +242       2(-431)

+678KJ absorvido       -862 KJ liberado

ΔH = +678KJ + (-862 KJ)
ΔH = -184 KJ (Reação exotérmica)

Calor ou entalpia de combustão

Madeira em combustão

Madeira em combustão

Entalpia de combustão: energia liberada na combustão completa de 1 mol de uma substância no estado padrão.

Ocorre a reação de uma substância, o combustível, que reage com o gás oxigênio, sendo este o comburente. Tais reações sempre apresentam entalpia < 0 (exotérmica).

Combustão completa: mais quantidade de oxigênio. Forma gás carbônico e água.

1 C2H5OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3H2O(l)   ΔH0 comb = -1367 KJ/mol

Combustão incompleta: menos quantidade de oxigênio. Produz menos quantidade de energia. Forma mais resíduos como monóxido de carbono (CO) e água (H2O).

1 C2H5OH(l) + 2 O2(g) → 2 CO(g) + 3H2O(l)   ΔH0 comb = -801 KJ/mol

Calor ou entalpia de neutralização

É a entalpia de uma reação de neutralização (entre um ácido e uma base formando sal e água). A reação é exotérmica.

É a variação de entalpia verificada na neutralização de 1mol de H+ do ácido por 1mol de OH da base, sendo todas as substâncias em diluição total ou infinita, a 25°C e 1atm.

Exemplos:
1HCl + NaOH → NaCl + H2O     ΔH0neut. = -58KJ/mol
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O       ΔH0neut. = 2. (-58KJ/mol) = -116 KJ/mol

Lei de Hess

Germain Henri Hess (1802-1850), cientista suíço, formulou a conhecida Lei de Hess e é considerado o pai da Termoquímica.

Germain Henri Hess (1802-1850), cientista suíço, formulou a conhecida Lei de Hess e é considerado o pai da Termoquímica.

Nem sempre é possível calcular a variação de entalpia de uma reação. Pode ocorrer dos compostos utilizados não poderem ser sintetizados a partir de seus elementos, algumas reações serem lentas, ou até mesmo explosivas, e até pode ocorrer a formação de produtos indesejáveis.

Então, nestes casos usamos a Lei de Hess:

Em uma reação química, a variação da entalpia é sempre a mesma, quer ela ocorra em uma única etapa ou em várias. A variação da entalpia depende somente dos estados inicial e final.

Exemplo: Calcule a variação de entalpia da seguinte reação pela Lei de Hess:

C(grafite) + 2 H2(g) → CH4(g)     ΔH = ?

Dados:
I. C(grafite) + O2(g) →  CO2(g)           ΔH1 = -94 KJ/mol
II. H2(g) + ½ O2(g) →  H2O(l)        ΔH2 = -68 KJ/mol
III. CH4(g) + 2 O2(g) →  CO2(g) + H2O(l)    ΔH3 = -213 KJ/mol

Resolução:
Deve-se escrever todas as equações intermediárias (dados) de acordo com a reação global. Na primeira equação, o que há em comum é o C (grafite). Então ele deve ser escrito da mesma forma (como reagente e 1mol). A segunda equação tem em comum com a reação global o H2(g).
Nos dados, esta espécie química não está exatamente igual como na global. Deve-se multiplicar toda a equação por 2, inclusive a ΔH2.
A terceira equação tem em comum com a reação global o CH4(g). Deve-se inverter a posição desta equação e, portanto, trocar o sinal da ΔH3.

Veja como deve ser feito:

C(grafite) + O2(g) →  CO2(g)                                                  ΔH1 = -94 KJ/mol
II. 2H2(g) + 1O2(g) →  2H2O(l)                                         ΔH2 = 2. (-68 KJ/mol) = -136KJ/mol
III. CO2(g) + H2O(l) → CH4(g) + 2 O2(g)                 ΔH3 = +213 KJ/mol  

C(grafite) + H2(g) →  CH4(g)   (Reação global)     ΔH = -17 KJ/mol

Lei de Hess: ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 = (-94) + (-136) + 213 = -17 KJ/mol

 

 

Exercícios

1. (Mack-2005) Dadas as energias de ligação em kJ/mol (valores absolutos), o calor, em kJ/mol, da reação abaixo equacionada é:

reação - questão 1- Hessquestão 1 - Lei de Hess

a) +323,8
b) –431,8
c) –521,4
d) –89,6
e) +104,6

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2. (UNIFESP) Quando o óxido de magnésio está na presença de uma atmosfera de gás carbônico, este é convertido a carbonato de magnésio. São dadas as entalpias-padrão de formação:

Mg(s) + ½ O2(g) → MgO(s)                                         ∆H = -602 kJ/mol

C(graf) + O2(g) → CO2(g)                                            ∆H = -394 kJ/mol

Mg(s) + C(graf) + 3/2 O2(g) → MgCO3(s)                 ∆H = -1096 kJ/mol

A formação de um mol de carbonato de magnésio, a partir do óxido de magnésio e gás carbônico, é uma reação

a) endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 100 kJ.
b) exotérmica, com valor absoluto de entalpia de 100 kJ.
c) endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 888 kJ.
d) exotérmica, com valor absoluto de entalpia de 888 kJ.
e) endotérmica, com valor absoluto de entalpia de 1 304 kJ.

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3. Com respeito à lei de Hess, julgue os itens a seguir como verdadeiros ou falsos:

a) A lei de Hess permite calcular as entalpias de reações que, experimentalmente, seriam difíceis de determinar.
b) Pela lei de Hess, podemos usar quaisquer reações intermediárias cujos valores sejam conhecidos e cujo somatório algébrico resulte na reação desejada.
c) A lei de Hess permite determinar a variação de entalpia até mesmo de reações que, na prática, nem chegariam a ocorrer pelo caminho direto.
d) As equações usadas podem ser multiplicadas, divididas e invertidas para originar os coeficientes estequiométricos necessários nos membros adequados.
e) Quando se inverte uma equação, o valor da entalpia permanece o mesmo.
f) No somatório das equações, se duas substâncias iguais aparecem em reações diferentes e em lados contrários, elas podem ser somadas, mas se estão do mesmo lado, podemos cancelá-las ou simplificar seus coeficientes (caso eles sejam diferentes).

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Gabarito

1. D
2. B
3. alternativas e) e f) são falsas.