TERMOQUÍMICA -AULA EXTRA – LEI DE HESS !

LEI DE HESS

Aplicação da lei de Hess na termoquímica, sempre deixa muitas dúvidas.

Para isso , você vai ter um resumo e exercícios para entender.

VAMOS ENTENDER A LEI DE HESS?

Para entender a Lei de Hess, coloque na sua cabeça: não importa em quantas etapas uma reação acontece. A variação de entalpia ( calor da reação) vai depender da quantidade de entalpia no inicio da reação e da quantidade de entalpia no final da reação.

Então:

ΔH = H_f – H_i

Falando fica fácil, mas como fazer?

Um exercício base desse tipo sempre vai pedir para calcular o ΔH final de uma reação, mas vão ser colocadas três ou quatro reações que você vai usar como suporte.

Sabe o jogo de encontre o igual? Mais ou menos por aí, porque nas reações dadas, será separado SOMENTE AQUILO QUE ESTIVER NA REAÇÃO PEDIDA PARA SER CALCULADA.

Vamos a um exemplo para você entender melhor:

EXERCÍCIOS:

Com base nas variações de entalpia associadas às reações a seguir:

N_2(g) + 2 O_2(g) → 2 NO_2(g) ∆H1 = +67,6 kJ
N_2(g) + 2 O_2(g) → N₂O_4(g) ∆H2 = +9,6 kJ

CALCULE A ENTALPIA DA REAÇÃO: 2 NO _2(g) → 1 N₂O_4(g)

Olha bem essa reação: tem reagente ( antes da flecha) e produto ( depois da flecha).

Agora veja as duas reações acima: vai encontrar o reagente 2 NO_2(g) na primeira reação só que ele está como PRODUTO !!! O que fazer?

Inverta a primeira equação:

2 NO_2(g) → N_2(g) + 2 O_2(g) ∆H1 = – 67,6 kJ (note que o sinal também muda !!!)

agora vamos para a segunda parte da reação pedida: o produto: N₂O_4(g)

Olhe a segunda reação acima- o produto está lá e no lugar certo, então só copie a reação: N_2(g) + 2 O_2(g) → N₂O_4(g) ∆H2 = +9,6 kJ

Colocando do jeito fácil para visualizar:

2 NO_2(g)→ N_2(g) + 2 O_2(g) ∆H1 = – 67,6 kJ

N_2(g) + 2 O_2(g) → N₂O_4(g) ∆H2 = +9,6 kJ

Vamos somar as duas reações. Lembre que só vai sobrar as substancias destacadas, porque as outras serão eliminadas por estarem em lugares opostos.

reação final: 2 NO _2(g) → 1 N₂O_4(g)

Cálculo do ∆H = soma matemática dos números acima= -67,6 + 9,6 = – 58 kj

IMPORTANTE: esse cálculo é para 2 mol de NO _2(g) e como o sinal é negativo significa que houve liberação de energia para o meio, sendo um processo exotérmico!

Se fosse para 1 mol, divide esse valor por 2 ( essa costuma ser uma pegadinha nos testes!)

E se quiser praticar, aqui vai um exercício desafio:

Tem que mostrar como fez os cálculos!!

(UDESC-2012) O gás metano pode ser utilizado como combustível, como mostra a equação 1:

CH_4(g) + 2O_2(g) → CO_2(g) + 2H₂O_(g)

Utilizando as equações termoquímicas abaixo, que julga necessário, e os conceitos da Lei de Hess, obtenha o valor de entalpia da equação 1.

C_(s) + H₂O_(g) → CO_(g) + H_2(g) ΔH = 131,3 kj mol-1
CO_(g) + ½ O_2(g) → CO_2(g) ΔH = 283,0 kj mol-1
H_2(g) + ½ O_2(g) → H₂O_(g) ΔH = 241,8 kj mol-1
C_(s) + 2H_2(g) → CH_4(g) ΔH = 74,8 kj mol-1

O valor da entalpia da equação 1, em kj, é……………

Lembre que para ajustar as reações dadas com a reação pedida é meio um vale tudo: inverte, multiplica, divide, até ficar igual, mas não esquece que vale para a reação inteira!!!

RESOLUÇÃO:

1.

C_(s) + H₂O_(g) → CO_(g) + H_2(g) ΔH = 131,3 kj mol-1    reação a
CO_(g) + ½ O_2(g) → CO_2(g) ΔH = 283,0 kj mol-1         reação b
H_2(g) + ½ O_2(g) → H₂O_(g) ΔH = 241,8 kj mol-1          reação c
C_(s) + 2H_2(g) → CH_4(g) ΔH = 74,8 kj mol-1                reação d

O valor da entalpia da equação 1, em kj, é……………

ATENÇÃO PARA AS CORES:

– inverte a reação d:  CH_4(g) –>C_(s) + 2H_2(g)    ΔH = -74,8 kj mol-1

– copie a reação b:CO_(g) + ½ O_2(g) → CO_2(g) ΔH = 283,0 kj mol-1

– copie a reação c e multiplique por 3:

:   3H_2(g) + 3½ O_2(g) → 3H₂O_(g) ΔH = 3×241,8 kj mol-1  

-copie a reação a:  C_(s) + H₂O_(g) → CO_(g) + H_2(g) ΔH = 131,3 kj mol-1   

somando as 4 equações e cortando aqueles que estão em lados opostos e são iguais:

                          CH_4(g) + 2O_2(g) → CO_2(g) + 2H₂O_(g)

Lembrando:      3H₂O_(g) -1 H₂O_(g) = 2H₂O_(g)

3½ O_2(g) + ½ O_2(g) = 2O_2(g) 

Cálculo do ΔH= -74,8 + 283 + 3×241,8 + 131,3 = – 802,3 kj/mol