Questões de Lei de Hess
Agora que você entendeu como a Lei de Hess funciona, é hora de praticar com três questões bem escolhidas.
Cada uma traz um tipo de desafio diferente, mas todas têm o mesmo objetivo: treinar o seu raciocínio para manipular equações termoquímicas! 🧠🔥
Questão 1: Entalpia de uma reação desconhecida
Dadas as seguintes reações termoquímicas:
$C(grafite) + O_2(g) → CO_2(g)$ ΔH = -394 kJ
$H_2(g) + ½ O_2(g) → H_2O(l)$ ΔH = -286 kJ
$C_2H_6(g) + ⁵/₂ O_2(g) → 2 CO_2(g) + 3 H_2O(l)$ ΔH = -1560 kJ
Determine a variação de entalpia da seguinte reação:
$2 C(grafite) + 3 H_2(g) → C_2H_6(g)$
📝 Resolução:
Queremos: $2 C(grafite) + 3 H_2(g) → C_2H_6(g)$
Temos:
$C(grafite) + O_2(g) → CO_2(g)$ ΔH = -394 kJ
$H_2(g) + ½ O_2(g) → H_2O(l)$ ΔH = -286 kJ
$C_2H_6(g) + ⁵/₂ O_2(g) → 2 CO_2(g) + 3 H_2O(l)$ ΔH = -1560 kJ
Passo a passo:
Precisamos inverter a equação (3), pois queremos formar $C_2H_6(g)$, não consumi-la.
Os únicos reagentes que podemos ter são C(grafite) e $H_2$, então precisamos cancelar o $2 CO_2$ e o $3 H_2O$ de alguma forma.
Para cancelar o $3 H_2O$ da reação 3, precisamos multiplicar a reação 2 por 3.
Para cancelar o $2 CO_2$ da reação 3, precisamos multiplicar a reação 1 por 2.
Equações manipuladas, temos:
$2 C(grafite) + 2 O_2(g) → 2 CO_2(g)$ ΔH = 2 × (-394) = -788 kJ
$3 H_2(g) + ³/₂ O_2(g) → 3 H_2O(l)$ ΔH = 3 × (-286) = -858 kJ
$2 CO_2(g) + 3 H_2O(l) → C_2H_6(g) + ⁵/₂ O_2(g)$ ΔH = +1560 kJ
Somando todas: ΔH = -788 + (-858) + 1560 = -86 kJ
Resposta: ΔH = -86 kJ
Questão 2: Entalpia na mudança de fase da água
Comparando estados físicos da água
Considere as seguintes reações, todas exotérmicas:
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔH(1)
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔH(2)
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(s) ΔH(3)
Com base nessas informações:
Temos 3 valores de entalpia anotados: - 242 KJ, -286 KJ e -292 KJ.
Cada valor está associado a qual das três reações? Por que?
📝Resolução:
ΔH(1) = -242 kJ, ΔH(2) = -286 kJ e ΔH(3) = -292 kJ.
A reação que libera mais calor é a que forma H2O(s).
A água no estado sólido (gelo) tem as partículas mais organizadas e próximas, o que significa menor energia armazenada (menor entalpia).
Já a água no estado gasoso tem maior energia armazenada, já que as partículas estão mais agitadas e distantes.
O que isso quer dizer?
Quer dizer que eu preciso liberar menos energia para alcançar a água no estado gasoso.
Se eu quero alcançar até o estado sólido eu preciso:
liberar energia para formar a água gasosa, depois liberar mais energia para ela virar líquida, e depois ainda mais energia para ela virar sólida.
Portanto, o ΔH(3) precisa ser o -292 KJ.
Questão 3: Ciclo de Born-Haber (UNIFOR/2016)
A energia de retículo ou reticular pode ser definida como a energia associada ao processo de dissociação de 1 mol de um composto iônico sólido em seus respectivos íons em fase gasosa.
Esta energia pode ser calculada por meio de um ciclo termodinâmico proposto por Fritz Haber e Max Born, em 1917, tendo como base a Lei de Hess.
Dadas as reações:
Reação que queremos resolver: AgCl (s) → Ag+ (g) + Cl- (g) ∆E = ?
Etapas fornecidas:
Ag (s) + 1/2 Cl2 (g) → AgCl (s) ∆H = -127 kJ/mol
Ag (s) → Ag (g) ∆H = +285 kJ/mol
Cl2 (g) → 2 Cl (g) ∆H = +240 kJ/mol
Ag (g) → Ag+ (g) + e- ∆H = +731 kJ/mol
Cl (g) + e- → Cl- (g) ∆H = -349 kJ/mol
A energia de retículo, ∆H, em KJ/mol, do sal AgCl(s) é, aproximadamente, de quanto?
📝 Resolução:
O ciclo de Born-Haber é uma aplicação da Lei de Hess famosa, pois suas reações são meio que "padronizadas".
A energia de rede (ou energia reticular) consiste na reação que quebra o sal e libera seus íons na forma gasosa, ou seja: AgCl (s) → Ag⁺(g) + Cl⁻(g)
Essa é a reação que queremos descobrir a variação de entalpia.
As demais reações consistem em:
ENTALPIA DE FORMAÇÃO DO SAL (reação sempre exotérmica)
Ag (s) + $\frac{1}{2} Cl_2 (g)$ → AgCl (s) ∆H = -127 kJ/mol
ENERGIA DE SUBLIMAÇÃO DO METAL (sempre endotérmica, pois gás é mais energético que sólido)
Ag (s) → Ag (g) ∆H = +285 kJ/mol
ENERGIA DE DISSOCIAÇÃO DO GÁS (sempre exotérmica, pois estamos quebrando ligações, você vai entender isso mais na frente)
Cl2 (g) → 2 Cl (g) ∆H = +240 kJ/mol
ELETROAFINIDADE DO AMETAL (ametal ganha um elétron)
Cl (g) + e- → Cl⁻(g) ∆H = -349 kJ/mol
ELETROPOSITIVIDADE DO METAL (metal perde um elétron)
Ag (g) → Ag⁺(g) + e⁻ ΔH = +731 kJ/mol
Ajustando essas cinco reações para acharmos AgCl (s) nos reagentes, basta que a gente inverta a reação 1.
Para cancelar o Ag (s) do produto da reação 1 após a inversão, basta somar com a reação 2.
Para cancelar o $\frac{1}{2} Cl_2 (g)$ que agora está no produto da reação 1, basta dividir a reação 3 por 2 e somar as reações.
O Ag (g) da reação 2 se cancela com o Ag (g) da reação 5, assim como os elétrons e o Cl (g) das reações 3 e 4.
Ao somar tudo desse jeito, encontramos a energia de rede do AgCl.
AgCl (s) → Ag (s) + $\frac{1}{2} Cl_2 (g)$ ∆H = + 127 kJ/mol
Ag (s) → Ag (g) ∆H = +285 kJ/mol
$\frac{1}{2} Cl_2 (g)$ → Cl (g) ∆H = +120 kJ/mol
Cl (g) + e- → Cl⁻(g) ∆H = -349 kJ/mol
Ag (g) → Ag⁺(g) + e⁻ ΔH = +731 kJ/mol
ΔH(total) = 127 + 285 + 120 - 349 + 731 = 914 KJ/mol.
