Lei de Hess - 2º Ano regular

                                                                        Lei de Hess

A Lei de Hess constitui uma "ferramenta" poderosa para o cálculo da variação de entalpia de reações que não podem ser determinadas experimentalmente.

O processo para a resolução consiste em trabalhar convenientemente com as equações fornecidas de modo que, de sua soma algébrica, resulta na equação principal, possibilitando o cálculo do .

De acordo com o Princípio da Conservação da Energia, esta não pode ser criada, nem destruída, apenas transformada.

Suponha as seguintes transformações:

A transformação do reagente A em produto B pode ocorrer por dois caminhos:

• direto, com variação de entalpia 1,
• em etapas, do reagente A para o intermediário C, com variação de entalpia 2, e daí para o produto B, com calor de reação 3.

Como a energia não pode ser criada nem destruída, então: 1 = 2 + 3.

Caso esta igualdade não se verifique, teríamos perdido ou ganho energia, contrariando o Princípio da Conservação.

Em decorrência do Princípio da Conservação de Energia, a Lei de Hess diz que:

"A variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estados inicial e final do sistema, não importando etapas intermediárias pelas quais a transformação química passou".

Em outras palavras, se uma transformação química ocorre em várias etapas, o da reação será igual à soma das variações de entalpia das diversas etapas.

Como conseqüência podemos somar duas ou mais equações termoquímicas e o da equação resultante será igual à soma dos das equações adicionadas.

A Lei de Hess constitui uma "ferramenta" poderosa para o cálculo da variação de entalpia de reações que não podem ser determinadas experimentalmente.

O processo para a resolução consiste em trabalhar convenientemente com as equações fornecidas de modo que, de sua soma algébrica, resulta na equação principal, possibilitando o cálculo do .

Além disso, devemos lembrar que na Lei de Hess:

• invertendo uma equação, o muda de sinal,
  
• multiplicando os coeficientes de uma equação por um número, o também fica multiplicado por esse número.

Exemplo: O calor de formação do metano, CH4, não pode ser determinado por medidas calorimétricas pois a reação é lenta e apresenta reações secundárias.

A partir das seguintes equações

I. C(grafite) + O2(g) ⇔ CO2(g) = - 94,05 kcal

II. H2(g) + ½ O2(g) ⇔H2O(l) = - 68,32 kcal

III. CH4(g) + 2 O2(g) ⇔ CO2(g) + 2 H2O(l) = - 212,87 kcal

pode-se determinar a variação da entalpia da reação de formação do metano:

C(grafite) + 2 H2(g) ⇔CH4(g) = ?

As seguintes operações devem ser feitas:

• manter a equação I
  
• multiplicar a equação II por 2
  
• inverter a equação III

Assim,

C(grafite) + O2(g) ⇔ CO2(g) = - 94,05 kcal

H2(g) + ½ O2(g) ⇔ H2O(l) = 2.(- 68,32) kcal

CO2(g) + 2 H2O(l) ⇔CH4(g) + 2 O2(g) = + 212,87 kcal

__________________________________________________

C(grafite) + 2 H2(g) ⇔ CH4(g) = - 17,82 kcal 

                  Exercícios ( Respostas no final da página)

01. Com o objetivo de solucionar o problema da grande demanda de energia proveniente de fontes energéticas não-renováveis, uma das alternativas propostas é o uso da biomassa, matéria orgânica que quando fermenta, produz biogás, cujo principal componente é o metano, utilizado em usinas termelétricas, gerando eletricidade, a partir da energia térmica liberada na sua combustão.

O calor envolvido, em kJ, na combustão de 256 g do principal componente do biogás é, aproximadamente,

Dados:

C_(graf) + 2H_2(g) → CH_4(g)      ∆H = -74,4 kJ/mol

H_2(g) + ½ O_2(g) → H₂O_(g)      ∆H = -242,0 kJ/mol

C_(graf) + O_2(g) → CO_2(g)        ∆H = -393,5 kJ/mol

(A)  –801,0.

(B)  +1.606,0.

(C)  –6.425,0.

(D)  +8.120,0.

(E)   –13.010,0.

02.  Dadas as equações termoquímicas:

C_(graf) + O_2(g) → CO_2(g)                                               ∆H = -393 kJ/mol

H_2(g) + ½ O_2(g) → H₂O_(l)                                               ∆H = -286,0 kJ/mol

2 C_(graf) + 2 H_2(g) + O_2(g) → CH₃COOH_(l)                ∆H = -484,0 kJ

A entalpia-padrão de combustão de um mol de ácido acético é

(A)  + 874 kJ.

(B)  +195 kJ.

(C)  –195 kJ.

(D)  –874 kJ.

(E)   –1163 kJ.

03. Observe os dados a seguir:

2 Mg_(s) + O_2(g) → 2 MgO_(s)                     ∆H = -1203,6 kJ

Mg(OH)_2(s) → MgO_(s) + H₂O_(l)                ∆H = +37,1 kJ

2 H_2(g) + O_2(g) → 2 H₂O_(l)                       ∆H = -571,7 kJ

Baseando-se no exposto acima, a entalpia padrão do Mg(OH)_2(s), a 25ºC e 1 atm, é, aproximadamente,

(A)  +850,5 kJ.

(B)  +37,1 kJ.

(C)  -37,1 kJ.

(D)  -887,6 kJ.

(E)   -924,7 kJ.

04. Para calcular a variação de entalpia da reação (∆H_R), representada por:

Hidroquinona (C₆H₅O₂)  +  H₂O₂ → quinona (C₆H₄O₂) + 2 H₂O_(l)

foram utilizados os seguintes dados:

– combustão do H₂(g) com O₂(g) 

produzindo H₂O(l)        ∆H₁= –286 kJ/mol de H₂O

– decomposição do H₂O₂, em meio aquoso, 

produzindo H₂O(l) e O₂(g)…  ∆H₂= –95 kJ/mol de H₂O

– hidrogenação (H₂) da quinona produzindo hidroquinona ∆H₃= –177 kJ/mol

O valor calculado de(∆H_R), em kJ/mol é da ordem de

(A)  +200

(B)  +100

(C)  –100

(D)  –150

(E)   –200

05. 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 O_2(g) → MgO_(s)                                          ∆H = -602 kJ/mol

C_(graf) + O_2(g) → CO_2(g)                                            ∆H = -394 kJ/mol

Mg_(s) + C_(graf) + 3/2 O_2(g) → MgCO_3(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.

06 - (Unimontes MG/2008)- A equação a seguir mostra a isomerização dos ácidos maléico e fumárico:

  

O ácido maléico é o isômero cis e o ácido fumárico é o trans. As entalpias de combustão dos ácidos maléico e fumárico são, respectivamente, –1355,2 e –1334,7. Baseando-se nesses dados, a entalpia de isomerização cis-trans, em kJ mol^–1, representada na equação acima, é

(A)  +20,5.                 

(B)  –20,5.   

(C)  +1334,7.   

(D)  –1334,7.

(E)   +1121,5.

07.  A respiração celular é um processo vital e ocorre por meio de reações químicas. Um exemplo pode ser a conversão da glicose em ácido pirúvico por meio da reação:

C₆H₁₂O_6(S)  + O_2(g) → 2 C₃H₄O_3(s) + 2 H₂O_(l)

glicose                               ácido pirúvico

Considere as reações a 25 ºC e 1 atm:

C₆H₁₂O_6(s) + 6 O_2(g) → 6 CO_2(g) + 6 H₂O_(l)            ∆H = -2808 kJ/mol

C₃H₄O_3(s) + 5/2 O_2(g) → 3 CO_2(g) + 2 H₂O_(l)          ∆H = -1158 kJ/mol

Pode-se então afirmar que, na formação do ácido pirúvico a partir de 1 mol de glicose, há

(A)  liberação de 492 kJ de energia.

(B)  absorção de 492 kJ de energia.

(C)  liberação de 1650 kJ de energia.

(D)  absorção de 1650 kJ de energia.

(E)   liberação de 5124 kJ de energia.

08. Durante a produção industrial do ácido sulfúrico são necessárias as seguintes etapas intermediárias: combustão do enxofre e oxidação do dióxido de enxofre.

2 S_(s)  +  3 O_2(g) → 2 SO_3(g)                    ∆H = -791,44 kJ

S_(s)  +  O_2(g) → SO_2(g)                              ∆H = -296,83 kJ

Determine a entalpia padrão de formação do trióxido de enxofre de acordo com a reação abaixo:

2 SO_2(g)  +  O_2(g) → 2 SO_3(g)

(A)  – 197,78 kJ 

(B)  – 1088,27 kJ 

(C)  + 197,78 kJ 

(D)  – 494,61 kJ

(E)   + 1088,27 kJ

09. A gaseificação da biomassa pode produzir uma mistura gasosa que, entre outras substâncias, contém CO e H₂, mistura esta conhecida como gás de síntese. A partir deste gás de síntese, pode-se obter o dimetil – éter, outro combustível alternativo, com potencial para substituir combustíveis derivados do petróleo. Este processo é complexo e envolve uma série de reações, como as representadas pelas seguintes equações termoquímicas:

CO  +  H₂O → CO₂  + H₂                                       ∆H = -40,9 kJ

CO₂ + 3 H₂ → CH₃OH + H₂O                               ∆H = -56,3 kJ

2 CH₃OH → CH₃OCH₃ + H₂O                              ∆H = -21,3 kJ

Resultados experimentais mostram que, para cada mol de dimetil – éter produzido, se forma também um mol de CO₂. Assim, a quantidade de calor, em kJ, envolvida na produção de 1 mol de dimetil – éter + 1 mol de CO₂ a partir do gás de síntese, é

(A)  – 21,3

(B)  – 118,5 

(C)  – 256,6 

(D)  + 75,9 

(E)   + 214,0

10. Considere as seguintes equações termoquímicas:

N_2(g)  +  3 O_2(g)  +  H_2(g) → 2 HNO_3(aq)                               ∆H = -415 kJ

2 H_2(g)  +  O_2(g) → 2 H₂O_(l)                                                     ∆H = -572 kJ

N₂O_5(g)  +  H₂O_(l) → 2 HNO_3(aq)                                            ∆H = -140 kJ

A entalpia de formação do pentóxido de nitrogênio, em kJ/mol, é igual a

(A)  –847.

(B)  –11,0. 

(C)  +11,0. 

(D)  +22,0. 

(E)   +847.

GABARITO: 1)E  2)D  3)  4)E  5)B  6)B  7)A  8)A  9)C  10)C