GE270807(SF-M e N/ CN(N)

LEI DE HESS

Frente: 03 Aula: 22

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PROFº: JAIRO CUNHA

m Várias transformações químicas, pode-se determinar de forma experimental os valores de ∆ H por meio do uso de calorímetros. No entanto, há muitos processos nos quais tal verificação ou é imprecisa ou é impossível. Nesses casos, os valores de ∆ H podem ser previstos por meio da Lei

de Hess, nome dado em homenagem ao químico suíço Germain Henri Hess (1802-1850), considerado o fundador da Termoquímica.

A Lei de Hess pode ser enunciada da seguinte maneira: Se um processo puder ser realizado por vários caminhos, constituídos por diferentes números de

etapas, endotérmicas ou exotérmicas, o valor do ∆H global do processo: • não depende do número de etapas. • não depende do tipo de cada etapa. • só depende dos estados inicial e final. • será dado pela soma algébrica dos valores dos ∆H de cada etapa: ∆ Htotal= ∆H1 + ∆H2 + ... + ∆ Hn.

Qualquer que seja o caminho, o valor do ∆Htotal depende apenas dos valores de ∆Hinicial e ∆Hfinal.

Observe, por exemplo, a combustão da amônia – uma das etapas da produção industrial de ácido nítrico -, dada pela seguinte equação:

4 NH3 + 7 O2 ⎯→⎯ 4 NO2 + 6 H2O Para determinar o valor de ∆H desse processo, parte-se das seguintes reações, representadas pelas seguintes equações; Equação 1: N2 + 3 H2 ⎯→⎯ 2 NH3 ∆ H = - 92 kj Equação 2: N2 + 2O2 ⎯→⎯ 2 NO2 ∆H = + 68 kj Equação 3: H2 + ½ O2 ⎯→⎯ H2O ∆H = - 286 kj

É possível valer-se de algumas estratégias para o cálculo do valor de ∆H como: alterar as equações das etapas, de modo que a soma algébrica delas origine a equação termoquímica com o valor de ∆ H a ser previsto; multiplicar ou dividir as equações por números diferentes de zero e inverter as equações.

Pela observação da equação com valor de ∆H desconhecido, aplicam-se, então, as estratégias; • Equação 1: será invertida e multiplicada por 2. O valor do ∆ H correspondente terá sinal trocado e será multiplicado por 2:

• Equação 2: será multiplicada por 2.

• Equação 3: será multiplicada por 6.

E

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A partir dessas três equações transformadas, efetua-se a soma algébrica. O resultado será a equação com o valor de ∆ H a ser calculado:

Por fim, aplica-se a Lei de Hess:

Substituem-se os valores numéricos e efetuam-se os cálculos:

Em resumo, é possível lidar com as equações termoquímicas como se elas fossem equações algébricas, ou

seja, é possível multiplicá-las, dividi-las, somá-las e subtraí-las. Tudo o que for feito com uma equação, também deverá ser feito para determinar o valor de seu ∆H, como se observou no exemplo.

EXERCÍCIOS

01. (UF-PE) B5H9 é extremamente inflamável, produzindo uma centelha verde quando exposto ao ar. A combustão desse composto de acordo com a reação 2 B5H9(g) + 12 O2(g) ⇔ 5 B2O3(s) + 9 H2O(l) libera 2 155 kcal. A combustão do diborano, de acordo com a reação 5 B2H6(g) + 15 O2(g) ⇔ 5 B2O3(s) + 15 H2O(l) libera 2 575 kcal. Sabendo que o B5H9 pode ser produzido a partir do diborano, B2H6, pela reação 5 B2H6(g) + 3 O2(g) ⇔ 2 B5H9(g) + 6 H2O(g). Responda: Qual o calor liberado nessa reação, em kcal/mol de B2H6(g)? 02. (Unicamp-SP) As variações de entalpia (∆ H) do oxigênio, do estanho e dos seus óxidos, a 298 K e 1 bar, estão representadas no diagrama ao lado. Assim, a formação do SnO(s), a partir dos elementos, corresponde a uma variação de entalpia de -286 kJ/mol. a) Calcule a variação de entalpia ( ∆H1) correspondente à decomposição do SnO2(s) nos respectivos elementos, a 298 K e 1 bar. b) Escreva a equação química e calcule a respectiva variação de entalpia ( ∆ H2) da reação entre o óxido de estanho (II) e o oxigênio, produzindo o óxido de estanho (IV), a 29è K e 1 bar. 03. (Vunesp-SP) Dadas as equações termoquímicas: I – Pb(s) + Cl2(g) PbCl2(s) ∆ H f0= -359,4 kj II – Pb(s) + 2 Cl2(g) PbCl4(l) H f0= -329,3 kj Para a reação PbCl2(s) + Cl2(g) PbCl4(l), variação de entalpia (AHº) é: a) +30,1 kJ b) -30,1 kJ c) +688,7 kJ d) -688,7 kJ e) -60,2 kJ 04. Os propelentes de aerossol são normalmente clorofiuorcarbonos (CFCs), como freon11 (CFCIa) e freon-12 (CF2Cl2). Tem sido sugerido que o uso continuado destes pode reduzir a blindagem de ozônio na estratosfera, com resultados catastróficos, para os habitantes de nosso planeta. Na estratosfera, os CFCs e o O2 absorvem radiação de alta energia e produzem, respectivamente, átomos Cl (que têm efeito catalítico para remover ozônio) e átomos O. Dadas as equações termoquímicas: O2 + Cl CIO +O ∆ H = +64 kcal O3 + Cl CIO + O2 ∆H = -30 kcal Calcule o valor de ∆ H, em módulo e em quilocalorias, para a reação da remoção de ozônio, representada pela equação O3+ O 2O2.