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Termoquímica III: Lei de Hess


             Em 1948, depois de muitas e exaustivas medições de calores de reações, o químico suíço Germain Henri Hess chegou à importante conclusão de que:

O calor de reação de um processo químico é independente das etapas intermediárias, pois é determinado unicamente pelos estados inicial e final.
           
            A Lei de Hess, além de precursora da termoquímica, é um dos seus principais fundamentos, pois dela partiu o Princípio da Conservação da Energia.

            Por meio dessa descoberta empírica (feita por meio da observação prática) de Hess, podemos relacionar as equações químicas como se fossem equações algébricas. O que Hess descobriu em suas medições é que a troca de entalpia de determinados reagentes passando por uma fase intermediária X e formando produtos é a mesma que numa outra reação com os mesmos reagentes passando por uma fase intermediária Y e dando produtos. É por isso que as equações termoquímicas podem ser somadas como as equações matemáticas.
Essa descoberta permite-nos determinar a ΔH de reações que dificilmente podem ter sua troca de calor medida na prática (por serem muito lentas, incompletas ou explosivas) através da ΔH conhecida de outras reações.

Nos exemplos abaixo você verá como podemos fazer isso.

1) A reação de formação do metano, por ser muito lenta e cheia de processos secundários, não permite que a gente encontre de maneira precisa a medida de seu calor de reação. Mas, considerando a Lei de Hess, podemos determiná-la por meio de outras reações. Abaixo, as equações termoquímicas de reações que têm variação de entalpia determinada:
            A reação de formação do metano é:
            Repare que na reação I temos, do lado dos reagentes, o primeiro reagente da reação de formação do metano: C(graf.). Na II, temos, também do lado dos reagentes, o segundo reagente necessário para a formação do metano: H2(g). Contudo, para a formação do metano precisamos de 2 mols dele, e na reação II temos apenas 1. Então, devemos multiplicar a reação II inteira por 2. Por fim, na reação III, temos o metano, porém, na sua reação de formação ele está do lado dos produtos e na reação III ele aparece como reagente. Para que nossa equação fique correta, devemos, então, inverter a reação III, afim de que o metano fique também do lado dos produtos. Nessa inversão, não se esqueça de inverter também o sinal da ΔH.
            Ao somar algebricamente as reações, devemos considerar apenas os reagentes e produtos que participam da reação que queremos determinar a ΔH, desconsiderando o resto.

Dessa forma teremos a seguinte soma:

   ΔH = ΔHp – ΔHr
   ΔH = 889,5 + [-393 + (-571)]
   ΔH = 889,5 - 964
   ΔH = - 74,5 KJ/mol

2) (UNESP) A entalpia da reação (I) não pode ser medida diretamente em um calorímetro porque a reação de carbono com excesso de oxigênio produz uma mistura de monóxido de carbono e dióxido de carbono gasosos. As entalpias das reações (II) e (III), a 20ºC e 1 atmosfera, estão indicadas nas equações termoquímicas a seguir:


Calcular a entalpia da reação (I) nas mesmas condições.

RESOLUÇÃO:

  1. Multiplicar a reação (II) por 2, já que na (I) temos 2 mols de C(s);
  2. Inverter a reação (III), já que na (I) o CO(g) aparece do lado dos produtos;
  3. Fazer a soma das entalpias.

Dessa forma, teremos:

ΔH = 2 x (-394) + (+283)
ΔH = -788 + 283
ΔH = -505 KJ . mol-1

5 comentários:

Jinko Lawliet disse...

Não entendi o 2º exemplo... a variação de entalpia muda se a temperatura ou a pressão não forem o valor padrão? Poderia demonstrar a resolução do exemplo, por favor?

Anônimo disse...

Eu tambem não entendi muito bem o 2° exemplo !!!

Anônimo disse...

Nao entendi o 1 ex, ond q ta o H da reação (I) e (II)? só vejo o O
assim fica confuso.
mas percebi que as duvidas anteriores nao foram solucionadas, entao pelo vista a minha também nao sera.

Anônimo disse...

cade as equações do próprio exercício?

Anônimo disse...

Pra nós que temos dificuldades é difícil entender os exemplos assim! Sugiro que coloquem por partes , os passos ! Não coloquem somente o final , isso deixa confuso ..
Agradeço a teoria !!

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