Lei de Hess (e os fatores que influenciam o ΔH)
A Lei de Hess talvez seja o conceito mais importante das questões de Termoquímica.
Ela nos permite calcular a entalpia de reações que nunca conseguiríamos medir diretamente.
Isso cai MUITO em provas, portanto domine o capítulo inteiro. 🎯
1. O que diz a Lei de Hess?
"A variação de entalpia de uma reação depende apenas do estado inicial e do estado final, e não do caminho percorrido."
Ou seja: não importa se a reação acontece em um passo só ou em dez etapas.
Se os reagentes e os produtos forem os mesmos no final, o valor de ΔH vai ser o mesmo.
Isso acontece porque a entalpia é uma função de estado, mas nada disso é novo, já discutimos tudo isso nos capítulos anteriores.
O que vamos aprender agora é brincar com os valores de entalpia das reações.
2. Como manipular equações termoquímicas
A parte mais comum das questões de Lei de Hess é você receber várias equações com seus respectivos valores de ΔH, e ser desafiado a manipulá-las para montar a reação final desejada.
Pra isso, tem três regras fundamentais:
a) Multiplicar ou dividir os coeficientes
Se você multiplicar ou dividir toda a equação por um número, deve fazer o mesmo com o ΔH.
Se a reação é 1 A + 1 B → 1 C + 1 D e o valor de ΔH = +250 KJ, por exemplo.
Ao multiplicar a reação por 2, a reação fica 2 A + 2 B → 2C + 2 D e o valor de ΔH = 2 . (+250) = + 500 KJ.
b) Inverter a reação
Se você inverter os reagentes e produtos, precisa trocar o sinal da entalpia.
Se a reação é 1 A + 1 B → 1 C + 1 D e o ΔH = + 250 KJ, por exemplo.
Ao inverter a reação, temos 1 C + 1 D → 1 A + 1 B e o valor de ΔH = - 250 KJ.
O que faz muito sentido, né? Se uma reação é endotérmica em um sentido, ela é exotérmica no outro (e vice-versa).
c) Somar as reações
Se você somar duas ou mais reações, basta somar os respectivos valores de ΔH.
Por exemplo, temos duas reações:
1 A → 1 B ΔH(1)
1 B → 1 C ΔH(2)
Ao somar as reações, nós cancelamos o "1 B" do reagente com o "1 B" do produto e nossa reação final seria:
1 A → 1 C ΔH(final) = ΔH(1) + ΔH(2)
Lembre sempre: a reação final é a soma de todas as etapas, e o ΔH também.
🎯 Essas três regras te permitem montar qualquer reação com os dados certos!
3. Fatores que influenciam o valor de ΔH
Vamos entender o seguinte agora: o que faz o ΔH mudar?
A resposta está nas condições em que a reação acontece.
Fatores como o estado físico das substâncias, a temperatura ou a presença de solventes podem alterar o valor medido do ΔH.
Então, mesmo que os reagentes e produtos sejam os mesmos, o ΔH pode variar dependendo do contexto.
Vamos ver os principais fatores que influenciam isso:
a) Quantidade de matéria
Se você muda a quantidade de reagentes ou de produtos, o ΔH também muda, porque ele é proporcional à quantidade de substância.
A regra de multiplicar os coeficientes estequiométricos já comprova isso.
Quanto mais mols você tiver na reação, maior será a variação de entalpia.
Basta lembrar que, na grande maioria das vezes, a variação de entalpia de uma reação é representada por "tantos J por mol de substância".
b) Mudança de fase
O simples fato de mudar o estado físico da substância altera o valor de sua entalpia.
Uma substância sólida tem menos entalpia que a mesma substância líquida, que tem menos entalpia que a mesma substância gasosa.
H2O(s) → H2O(l) → H2O(g) (entalpia vai aumentando)
O que justifica isso é que quanto mais livre e espalhada estão as partículas de uma substância, maior é a energia que ela armazena..
Como no estado sólido, as partículas estão mais próximas e organizadas, a energia de todo o sistema é menor.
Por outro lado, as partículas gasosas estão se movimentam livremente que nem loucas, fazendo com que a energia do sistema se torne maior.
c) Alotropia
A alotropia é um fenômeno químico no qual um mesmo elemento pode formar substâncias simples diferentes, com propriedades físicas distintas.
Essas diferentes formas de organização dos átomos são chamadas de alótropos.
Existem quatro exemplos clássicos de alotropia, que são:
Carbono: grafite e diamante
Oxigênio: O2 (oxigênio) e O3 (ozônio)
Enxofre: rômbico e monoclínico
Fósforo: vermelho e branco
Cada forma alotrópica tem uma quantidade de energia armazenada diferente, ou seja, entalpias diferentes.
Os químicos decidiram adotar um padrão: a forma mais estável (menos energética) teria sua entalpia padronizada como zero,
e todas as outras formas, mais instáveis e, consequentemente, mais energéticas,
receberiam um valor de entalpia positivo, proporcional à energia a mais que armazenam.
Por exemplo:
O grafite é mais estável que o diamante, então sua entalpia é 0. O diamante é mais energético e, portanto, recebe uma entalpia positiva.
O O2 é a forma mais comum e estável do oxigênio. O O3, ou ozônio, é menos estável e tem entalpia maior.
O enxofre rômbico é mais estável do que o monoclínico. Logo, rômbico é adotado com entalpia 0.
O fósforo vermelho é mais estável que o fósforo branco. Mas curiosamente, o fósforo branco é o que possui entalpia zero.
Isso porque o fósforo branco foi o primeiro a ser descoberto, por isso ele quem recebeu o padrão de entalpia nula.
Aí, quando descobriram o fósforo vermelho e viram que ele era mais estável, sua entalpia foi adotada como negativa.
Essas diferenças de entalpia entre formas alotrópicas podem interferir diretamente nos cálculos de ΔH em reações químicas.
Portanto, fique de olho nos estados fornecidos nos enunciados! 😉
d) Temperatura e Pressão
A variação de entalpia pode sofrer influência da mudança na temperatura e na pressão do sistema também.
Porém, contudo, todavia, essas mudanças precisam ser muito altas para gerar uma alteração significativa na entalpia da reação.
Pequenas mudanças costumam gerar variações pequenas (desprezíveis de certa forma) na entalpia,
o que faz com que você precise apenas lembrar desse tópico, mas sem necessidade de se aprofundar.
Conclusão
Com a Lei de Hess, você aprendeu a calcular o ΔH mesmo sem ele estar diretamente fornecido.
No próximo capítulo, vamos testar apenas resolução de questões envolvendo Lei de Hess.
