Lei de Hess: explicação, aplicações, exemplos - Ciência - 2023

Contente

o Lei de Hess É mais uma manifestação da lei da conservação da energia que permite determinar, por meio de somas algébricas simples, a entalpia de uma reação química. Entalpia é entendida como o calor liberado ou absorvido, a pressão constante, que está associada a qualquer reação química ou fenômeno químico.

As entalpias, ΔH, são determinadas experimentalmente usando calorimetria. No entanto, existem reações que são difíceis de estudar com esta técnica. Quando isso acontece, são utilizadas outras reações que têm suas entalpias determinadas e que possuem os elementos ou compostos de interesse.

Desta forma, o ΔH "desconhecido" da reação pode ser calculado. Por exemplo, o diagrama acima ajuda a entender essa ideia. Existem quatro reações: A-D, A-B, B-C e C-D. A reação A-D é aquela com o maior ΔH, uma vez que ocorrem as mudanças químicas mais perceptíveis, por assim dizer.

As demais reações, por sua vez, possuem ΔH menores, pois consistem em etapas alternativas ou reações alternadas para chegar aos mesmos produtos D. Portanto, a soma de ΔH₁, ΔH₂e ΔH₃, será igual a ΔH. Sabendo disso, ΔH, ou qualquer outra entalpia, pode ser calculada aplicando limpezas simples. Esta é a lei de Hess.

A lei de Hess é muito útil no cálculo de entalpias de reação, bem como entalpias de formação para diferentes compostos ou intermediários instáveis.

Explicação da lei de Hess

Cálculo da entalpia de uma reação

A razão pela qual é verdade que:

ΔH = ΔH₁+ ΔH₂ + ΔH₃

É porque a entalpia, ou mudança de entalpia, é uma função do estado. Isso significa que seus valores não são modificados pelo número de etapas intermediárias, estágios ou reações. Por exemplo, ΔH permanecerá o mesmo mesmo quando houver um ΔH₁₀ a ser considerado na soma algébrica.

As entalpias podem ser visualizadas como o topo das montanhas. Não importa como os degraus sejam direcionados a eles, a altura que os separa do nível do mar nunca mudará. E são precisamente as alturas que são adicionadas ou subtraídas para determinar a altura desconhecida de uma montanha próxima.

Voltando ao diagrama anterior: A é uma montanha, D é outra montanha e assim por diante. A diferença de altura entre os topos de A e D é maior. Adicionando as alturas entre A-B, B-C e C-D, igualará a altura A-D. É o que se faz com as entalpias de suas respectivas reações químicas.

Entalpia de uma reação de entalpias de formações

Uma das consequências mais valiosas da lei de Hess é que ela permite a determinação das entalpias de qualquer reação química, tomando as entalpias de formação de todos os compostos (reagentes e produtos) envolvidos.

A imagem acima ilustra esse ponto. A entalpia de formação é entendida como o calor associado quando um composto é formado a partir de seus elementos. Essa entalpia seria a diferença máxima possível entre reagentes e produtos, sem a necessidade de consultar outras reações químicas; pelo menos, não relacionado à formação separada dos compostos.

Como você lê o diagrama desta vez? Um truque é sempre adicionar as entalpias quando estiver indo na direção da flecha e subtraí-las quando a flecha estiver na direção oposta. Assim, ΔHºrxn, entalpia de reação padrão, é adicionado a ΔHºf (reagentes), entalpia padrão de formação de reagentes e ΔHºf (produtos), entalpia padrão de formação de produto são subtraídos deles.

Somas de reação

Os diagramas podem ser muito complicados de interpretar, especialmente quando há muitas reações que devem ser consideradas. Por este motivo, a soma das reações é utilizada. Este método facilita muito o cálculo de entalpias e acelera o entendimento da lei de Hess.

Suponha, por exemplo, que queremos determinar o ΔHºrxn da seguinte reação:

A + B + C → ABC

E também temos duas outras reações:

A + B → AB (ΔHº₁)

AB + C → ABC (ΔHº₂)

É interessante que A + B + C estão do lado esquerdo (reagentes) e que ABC está do lado direito (produtos). Em seguida, simplesmente passamos a adicionar as duas últimas reações:

A + B → AB

AB + C → ABC

A + AB + C → ABC + AB

Como AB está em ambos os lados, ele é eliminado. E então temos:

A + B + C → ABC

ΔHºrxn = ΔHº₁+ ΔHº₂

Adicionando as reações, o uso de qualquer diagrama é omitido.

Aplicações da lei de Hess

A lei de Hess permite obter, sem a necessidade de experimentos, as entalpias para diferentes reações ou fenômenos químicos. Alguns deles estão listados abaixo:

- Entalpias de formação para compostos instáveis ou intermediários, como geralmente existem na química orgânica.

-Entalpias de transições de fase, no estudo de sólidos cristalinos.

-Entalpias de transições alotrópicas, como a que ocorre entre o grafite e o diamante.

Da mesma forma, a lei de Hess é usada para determinar a energia da rede de um sólido e as afinidades eletrônicas de alguns átomos.

Exemplos: exercícios resolvidos

- Exemplo 1

Calcule o ΔHrxn a partir da seguinte reação:

2HCl (g) + F₂(g) → 2HF (l) + Cl₂(g)

Se as seguintes reações e suas respectivas entalpias estiverem disponíveis:

4HCl (g) + O₂(g) → 2H₂O (l) + 2Cl₂(g) (ΔH = -202,4 kJ / mol)

1 / 2H₂(g) + 1 / 2F₂(g) → HF (l) (ΔH = -600,0 kJ / mol)

H₂(g) + 1 / 2O₂(g) → H₂O (l) (ΔH = -285,8 kJ / mol)

Ordenando as equações

Para começar, devemos adicionar as reações tais que HCl e F₂ estão no lado esquerdo, e HF e Cl₂, Do lado direito. Mas o mais importante, é notar que tanto H₂ cinza₂Ou eles não estão na equação de interesse. Portanto, devemos cancelá-los na soma e fazer com que os coeficientes estequiométricos coincidam por multiplicação:

2HCl (g) + 1 / 2O₂(g) → H₂O (l) + Cl₂(g) (ΔH = -202,4 kJ / mol) * (1/2)

Esta equação foi multiplicada por 1/2 para ter 2HCl em vez de 4HCl

H₂(g) + F₂(g) → 2HF (l) (ΔH = -600,0 kJ / mol) * (2)

Esta equação foi multiplicada por 2 para ter F₂ e não 1 / 2F₂

H₂O (l) → H₂(g) + 1 / 2O₂(g) (ΔH = -285,8 kJ / mol) * (-1)

Enquanto isso, o último foi multiplicado por -1 para poder "virar". Assim, temos as equações ordenadas e prontas para serem adicionadas.

Soma das equações

Somando tudo nos dá:

2HCl (g) + 1 / 2O₂(g) → H₂O (l) + Cl₂(g) (ΔH = -101,2 kJ / mol)

H₂(g) + F₂(g) → 2HF (l) ΔH = -1200,0 kJ / mol)

H₂O (l) → H₂(g) + 1 / 2O₂(g) (ΔH = 285,8 kJ / mol)

2HCl (g) + F₂(g) → 2HF (l) + Cl₂(g)

Observe que os termos 1 / 2O₂, H₂O e H₂ eles se cancelam porque estão em ambos os lados da flecha. As entalpias também se somam, dando:

ΔHrx = 285,8 kJ / mol + (-101,2 kJ / mol) + (-1200,0 kJ / mol)

Esta expressão é a mesma do início:

ΔH = ΔH₁+ ΔH₂ + ΔH₃

E então, temos que ΔHrx é igual a:

ΔHrx = -1015,4 kJ / mol

- Exemplo 2

Neste exemplo, veremos que as entalpias das reações alternadas correspondem às entalpias de formação dos compostos de interesse.

Queremos determinar ΔHrxn para a seguinte reação de decomposição:

2SO₃(g) → 2SO₂(g) + O₂(g)

E as entalpias de formação dos compostos SO₃ Eu sou₂:

S (s) + O₂(g) → SO₂(g) (ΔH = -296,8 kJ / mol)

S (s) + 3 / 2O₂(g) → SO₃(g) (ΔH = -395,6 kJ / mol)

Ordenando as equações

Continuaremos a resolver este exercício da mesma forma que no exemplo anterior. É conveniente que SO₃ está à direita e multiplica por 2. Para isso, devemos "inverter" a equação para a formação de SO₃ multiplicando por -1 e, em seguida, multiplicando por 2:

2SO₃(g) → 2S (s) + 3O₂(g) (ΔH = -395,6 kJ / mol) * (-2)

A equação de formação SO₂ também o multiplicamos por 2:

2S (s) + 2O₂(g) → 2SO₂(g) (ΔH = -296,8 kJ / mol) * (2)

Soma das equações

Agora vamos adicionar as equações:

2SO₃(g) → 2S (s) + 3O₂(g) (ΔH = 791,2 kJ / mol)

2S (s) + 2O₂(g) → 2SO₂(g) (ΔH = -593,6 kJ / mol)

2SO₃(g) → 2SO₂(g) + O₂(g)

Observe que o termo 2S foi removido porque está em ambos os lados da seta. Além disso, em 3O₂2O é subtraído₂dando um O₂. A soma das entalpias e, portanto, o valor de ΔHrxn será:

ΔH = ΔHrxn = 791,2 kJ / mol + (-593,6 kJ / mol)

= 197,6 kJ / mol

Como qualquer reação de decomposição, é endotérmica, portanto sua entalpia é positiva.

Método alternativo

Existe um método para alcançar este mesmo resultado de forma mais direta e fácil. Isso foi mencionado em uma seção anterior.

2SO₃(g) → 2SO₂(g) + O₂(g)

Para determinar o ΔHrxn para esta reação, devemos calcular ΔHºf (reagentes) e ΔHºf (produtos). O ΔHºf (SO₃) é igual a -395,6 kJ / mol, enquanto o ΔHºf (SO₂) é igual a -296,8 kJ / mol. O ΔHºf (O₂) é igual a 0, uma vez que o oxigênio elementar existe como uma molécula de O₂ e não como átomos de O livres.

Então nós temos:

ΔHrxn = ΔHºf (produtos) - ΔHºf (reagentes)

= [ΔHºf (SO₂) + ΔHºf (O₂)] - ΔHºf (SO₃)

= ΔHºf (SO₂) - ΔHºf (SO₃)

No entanto, devemos multiplicar ambas as entalpias de formação por 2, a fim de equalizar os coeficientes estequiométricos em relação à equação química:

ΔHrxn = 2ΔHºf (SO₂) - 2ΔHºf (SO₃)

E calculando temos:

ΔHrxn = 2 (-296,8 kJ / mol) - 2 (-395,6 kJ / mol)

= 197,6 kJ / mol

Na verdade, esta é a maneira pela qual geralmente se prefere resolver todos os exercícios nos quais a lei de Hess é aplicada.

Referências

Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning.
Wikipedia. (2020). Lei de Hess. Recuperado de: en.wikipedia.org
Cohen Shelly. (18 de maio de 2020). Lei de Hess. Chemistry LibreTexts. Recuperado de: chem.libretexts.org
Clark Jim. (2010). Lei de Hess e cálculos de mudança de entalpia. Recuperado de: chemguide.co.uk
Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (11 de fevereiro de 2020). Definição da Lei de Hess. Recuperado de: Thoughtco.com
Foist Laura. (2020). Lei de Hess: Definição, Fórmula e Exemplos. Estude. Recuperado de: study.com
QuimiTube. (2014). Teoria 14 Termoquímica: Cálculo da entalpia de uma reação pela Lei de Hess. Recuperado de: quimitube.com