Trabalho Lei de Hess Lei de Hess

Trabalho Lei de Hess
Química Geral – Prof. Udo Sinks
Turma EA11, Curso Engenharia de Alimentos
Leia o texto sobre a Lei de Hess e resolva os problemas 1-4. Data de entrega: 20 de agosto. O
trabalho vale 10% da segunda avaliação da disciplina.
Lei de Hess
A determinação do calor de reação num calorímetro (cf. aula de 09/08/2014) é impossível para
muitas reações químicas. Considere, por exemplo, a oxidação do carbono ao monóxido de
carbono.
C(s) + ½ O2(g)  CO(g)
Algum CO2 sempre irá se formar nas reações de carbono com oxigênio, mesmo que haja uma
deficiência de oxigênio. A reação entre CO e O2 é muito favorável; portanto assim que CO é
formado, ele reage com O2 para formar CO2. Consequentemente, o uso da calorimetria para
determinar o calor liberado na formação de CO não é possível.
Felizmente, o calor liberado na reação que forma CO(g) a partir de C(s) e O2(g) pode ser
calculada a partir dos calores determinados para outras reações. Esse cálculo baseia-se n Lei
de Hess, que diz que se uma reação for a soma de outras duas ou mais reações, o H para o
processo global é a soma dos valores de H daquelas reações.
A oxidação de C(s) a CO2(g) pode ser vista como ocorrendo em duas etapas, primeiro a
oxidação de C(s) a CO(g) (Eq. 1), e então a oxidação de CO(g) a CO2(g) (Eq. 2). A soma dessas
duas reações dá a equação para a oxidação de C(s) s CO2(g) (Eq. 3).
Eq. 1
Eq. 2
Eq. 3

C(s) + ½ O2(g)  CO(g)
CO(g) + ½ O2(g)  CO2(g)
C(s) + O2(g)  CO2(g)
H1 = ?
H2 = - 283,0 kJ/mol
H3 = -393,5 kJ/mol
H3 = H1 + H2  H1 = H3 - H2  H1 = - 110,5 kJ/mol
Usando a Lei de Hess:
Suponha que se queira saber a variação de entalpia para a formação do metano, CH4, a partir
de carbono sólido (como o grafite) e do gás hidrogênio:
C(s) + 2 H2(g)  CH4(g)
A variação de entalpia para essa reação não pode ser determinada no laboratório, pois a
reação é muito lenta. Podemos, entretanto, medir as variações de entalpia para a combustão
do carbono, do hidrogênio e do metano.
Eq. 1
Eq. 2
Eq. 3
C(s) + O2(g)  CO2(g)
H2(g) + O2(g)  H2O(l)
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l)
H1 = -393,5 kj/mol
H2 = - 285,8 kJ/mol
H3 = -890,3 kJ/mol
Use essas energias para obter H para a formação do metano, a partir de substâncias simples.
Trabalho Lei de Hess
Química Geral – Prof. Udo Sinks
Turma EA11, Curso Engenharia de Alimentos
Considerações / Estratégia:
As três equações da forma como estão escritas, não podem ser somadas para se obter a
equação para a formação de metano a partir de substâncias simples. O metano, CH4, é um
produto em uma reação cuja entalpia se deseja obter, mas é um reagente na equação 3. A
água aparece em duas dessas equações, embora não seja um componente da reação que
forma o metano a partir de carbono e hidrogênio. Para usar a Lei de Hess na resolução deste
problema, teremos de manipular as equações e ajustar os calores de acordo com essa
manipulação. Lembre-se que ao escrever uma reação no sentido inverso, devemos trocar o
sinal de H, e de que, ao dobrarmos as quantias de reagentes e produtos, devemos também
dobrar o valor de H. Os ajustes nas equações 2 e 3 produzirão novas equações que, junto
com a equação 1, podem ser combinadas para fornecer a reação global desejada.
Solução
Para tornar o CH4 um produto na reação global, invertemos a equação 3 e mudamos o sinal de
H:
Eq. 3
CO2(g) + 2 H2O(l)  CH4(g) + 2 O2(g)
H3’ = +890,3 kJ/mol
Em seguida, vemos que 2 mols de H2(g) estão no lado dos reagentes na equação desejada.
Porém a equação 2 é escrita para somente 1 mol de H2(g) como reagente. Consequentemente,
multiplicamos a equação e o valor de H por 2
Eq. 2
2 H2(g) + 2 O2(g)  2 H2O(l)
H2’ = -571,6 kJ/mol
Com essas modificações, reescrevemos as três equações. Quando somadas, 2 O2(g), H2O(l) e
CO2(g) cancelam-se, resultando na equação para a formação do metano a partir desses
elementos.
Eq. 1
Eq. 2
Eq. 3
Eq. global
C(s) + O2(g)  CO2(g)
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(l)
CO2(g) + 2 H2O(l)  CH4(g) + 2 O2(g)
C(s) + 2 H2(g)  CH4(g)
H1 = -393,5 kJ/mol
H2’ = - 571,6 kJ/mol
H3’ = + 890,3 kJ/mol
H = - 74,8 kJ/mol
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Problema 1
O grafite e o diamante são dois alótropos de carbono. A variação de entalpia para o processo
C grafite  Cdiamante
não pode ser determinada diretamente, mas pode ser determinada usando a Lei de Hess.
Determine essa variação de entalpia, usando os valores determinados experimentalmente do
calor de combustão do grafite (-393,5 kJ/mol) e do diamante (-395,4 kJ/mol).
Problema 2
Use a Lei de Hess para calcular a variação de entalpia para a formação de CS2(l) a partir de C(s)
e S(s), usando os seguintes valores de entalpia:
Eq. 1
Eq. 2
Eq. 3
Eq. global
C(s) + O2(g)  CO2(g)
S(g) + O2(g)  SO2(g)
CS2(l) + 3 O2(g)  CO2(g)+ 2 SO2(g)
C(s) + 2 S(s)  CS2(g)
H1 = -393,5 kJ/mol
H2’ = -296,8 kJ/mol
H3’ = + 890,3 kJ/mol
H = ?
Problema 3
As variações de entalpia das seguintes reações podem ser medidas.
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l)
CH3OH(g) + 3/2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l)
H = -890,3 kJ/mol
H = -676 kJ/mol
Use esses valores e a Lei de Hess para determinar a variação de entalpia para a reação:
CH4(g) + 1/2 O2(g)  CH3OH(g)
Problema 4
As variações de entalpia das seguintes reações podem ser determinadas experimentalmente
N2(g) + 3 H2(g)  2NH3(g)
4NH3(g)+ 5 O2(g)  4 NO(g) +6 H2O(l)
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)
H = -91,8 kJ/mol
H = -906,2 kJ/mol
H = -241,8 kJ/mol
Use esses valores para determinar a variação de entalpia para a formação de NO(g) a partir
dos elementos.
½ N2(g) + ½ O2(g)  NO(g)