Lei de Hess: passo a passo

Olá, caro aluno, tudo bem? No post de hoje, vamos falar de um assunto que o Enem vem cobrando bastante nos últimos anos: a Lei de Hess. Mas para que ela serve?

A Lei de Hess permite fazer o cálculo da variação de entalpia (ΔH) em uma reação química, que nada mais é do que a quantidade de energia absorvida ou liberada por essa reação química.

Nesse sentido, a Lei de Hess estabelece que em uma reação química, a energia liberada ou absorvida é constante, independentemente do número de etapas que ocorrem na reação. Em outras palavras, a variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos seus estados inicial e final.

Como utilizar a Lei de Hess

Segundo sua definição, a variação de entalpia pode ser calculada pela diferença da  entalpia final (ou seja, dos produtos)  da entalpia inicial (ou seja, dos reagentes). Assim, temos:

  • ΔH = Hfinal – Hinicial

Porém, segundo a Lei de Hess, podemos encarar essa mesma situação por outra perspectiva. Nesse caso, é possível calcular a variação da entalpia por meio da soma das entalpias  das reações intermediárias:

  • ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + …

Repare que o cálculo, assim como vimos na definição da Lei de Hess, considera apenas os valores inicial e final, isto é, a energia das etapas intermediárias não influencia na variação final de entalpia.

Importante notar que, em muitas questões, a Lei de Hess pode ser apresentada como uma equação matemática. Nesse casos, você deve ter em mente que tudo o que acontecer com a reação deve acontecer com a entalpia, ou seja:

  • Se você multiplicar a equação, o valor do ΔH também deve ser multiplicado pelo mesmo número;
  • Se você dividir a equação, o valor do ΔH também deve ser dividido pelo mesmo número;
  • Se você inverter a equação, o sinal do ΔH também deve ser invertido .

Exemplos da Lei de Hess

Vamos utilizar um exemplo bastante conhecido: a formação de dióxido de carbono a partir da reação de combustão do grafite. Os valores são fornecidos. Veja:

  • C(grafite) + O2 → CO2                                          ΔH = -393 kJ/mol

Veja que essa é uma reação direta, uma vez que há uma única etapa. No entanto, o mesmo produto final (CO2) pode ser formado a partir de duas etapas diferentes. Veja:

  • 1ª etapa: C(grafite) + ½ O2 → C0          ΔH1 = -110 kJ/mol
  • 2ª etapa: CO + ½ O2 → CO2             ΔH2 = -283 kJ/mol

Seguindo a Lei de Hess, se fizermos a soma das variações de entalpia nas duas etapas acima, temos que chegar ao mesmo valor que encontramos na primeira reação, aquela com apenas uma etapa. Vamos conferir:

  • ΔH = ΔH1 + ΔH2
  • ΔH = (-110) + (-283)
  • ΔH = -393 kJ/mol

Vamos agora a um exemplo um pouco mais complexo. Atenção!

Dados:

  • C2H4 + 3 O2 → 2 CO2 + 2 H2O                ΔH1 = -1410 kJ/mol
  • C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O             ΔH2 = -1367 kJ/mol

Calcule a variação de entalpia da seguinte reação:

  • C2H4 + H2O → C2H6O                             ΔH = ?

 

Para resolvermos esse tipo de equação, é preciso que consideremos o que é pedido e o lado da equação em que cada elemento que precisaremos está.

Isso é fundamental ter mente, pois devemos lembrar que, na matemática, devemos inverter o sinal dos fatores toda vez que os passamos de um lado para o outro. E, como vimos, o que fizermos com a equação devemos fazer com o nosso ΔH.

Portanto, repare bem na posição das substâncias que fazem parte da reação. Será que vamos precisar trocar alguma delas e, com isso, inverter o sinal do ΔH?

Preste muita atenção nas etapas para a resolução da questão:

  • C2H4 + 3 O2 → 2 CO2 + 2 H2O            ΔH1 = -1410 kJ/mol
  • 2 CO2 + 3 H2O → C2H6O + 3 O2         ΔH2 = +1367 kJ/mol

Atenção: devido à equação que nos foi dada para resolver, tivemos que inverter a posição do elemento C2H6O da segunda reação. Com isso, devemos inverter o sinal do ΔH2.

Agora, veja o cálculo:

  • C2H4 + 3 O22 CO2 + 2 H2O
  • 2 CO2 + 3 H2O → C2H6O + 3 O2 
  • C2H4+ H2O → C2H6O

Aplicando a Lei de Hess, já sabemos que a variação de entalpia (ΔH) da equação final tem que ser igual à soma das variações das etapas intermediárias. Assim, temos:

  • ΔH = ΔH1 + ΔH2
  • ΔH = (-1410) + 1367
  • ΔH = -43 kJ/mol

Exercícios de Lei de Hess

Vamos praticar. Para isso, separei duas questões de edições passadas do Enem. Boa sorte!

Questão 1

O benzeno, um importante solvente para a indústria química, é obtido industrialmente pela destilação do petróleo. Contudo, também pode ser sintetizado pela trimerização do acetileno catalisada por ferro metálico sob altas temperaturas, conforme a equação química:

3 C2H2 (g) → C6H6 (l)

A energia envolvida nesse processo pode ser calculada indiretamente pela variação de entalpia das reações de combustão das substâncias participantes, nas mesmas condições experimentais:

  1. C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + H2O (l)     ∆H°C = -310 kcal/mol
  2. C6H6 (l) + 15/2 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 3 H2O (l)      ∆H°C = -780 kcal/mol

A variação de entalpia do processo de trimerização, em kcal, para a formação de um mol de benzeno é mais próxima de

  1. -1090.
  2. -150.
  3. -50.
  4. +157.
  5. +470.

Resposta: B

Questão 2

O ferro é encontrado na natureza na forma de seus minérios, tais como a hematita (α-Fe2O3), a magnetita (Fe3O4) e a wustita (FeO). Na siderurgia, o ferro-gusa é obtido pela fusão de minérios de ferro em altos fornos em condições adequadas. Uma das etapas nesse processo é a formação de monóxido de carbono. O CO (gasoso) é utilizado para reduzir o FeO (sólido), conforme a equação química:

FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g)

Considere as seguintes equações termoquímicas:

Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 F2(s) + 3 CO2(g)                ∆H° = -25 kJ/mol de Fe2O3

3 FeO(s) + CO2(g) → Fe3O4(s) + CO(g)                              ∆H° = -36 kJ/mol de CO2

2 Fe3O4(s) + CO2(g) → 3 Fe2O3(s) + CO(g)                    ∆H° = +47 kJ/mol de CO2

O valor mais próximo de ∆H°, em kJ/mol de FeO, para a reação indicada do FeO (sólido) com o CO (gasoso) é:

  1. -14.
  2. -17.
  3. -50.
  4. -64.
  5. -100.

Resposta: B

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