Lei de Hess: o que é, reação principal e exercícios resolvidos

Primeiramente, a lei de Hess encontra-se dentro do conteúdo de Termoquímica, onde calculamos a variação da entalpia de uma reação principal, a partir da somatória das entalpias das suas reações intermediárias.

Então venha estudar conosco e se preparar para a prova do Enem e de outros vestibulares!

A energia das reações químicas

O estudo das trocas de energia na forma de calor entre uma reação química e o meio em que esta reação ocorre é denominado de Termoquímica.

Cada substância possui uma certa quantidade de energia (calor) em seu interior para manter os átomos ligados. Nesse sentido, essa energia poderá ser modificada toda vez que a substância sofrer qualquer transformação.

Isso porque as reações químicas liberam ou absorvem energia do ambiente para que seus componentes possam interagir e formar novos compostos.

Resumo sobre Entalpia

Reações exotérmicas e endotérmicas

Sendo assim, as reações químicas são classificadas de acordo com a troca de calor em reações endotérmicas e reações exotérmicas.

Reações endotérmicas

As reações endotérmicas absorvem calor do ambiente, sendo que esse calor é incorporado para que a reação química possa acontecer. Assim, o equilíbrio da reação é deslocado para a formação dos produtos, apresentando um balanço energético positivo.

Reações exotérmicas

Em contrapartida, as reações exotérmicas liberam calor para o ambiente, pois a energia presente nos reagentes é maior que a energia dos produtos. Assim ocorre uma sobra de energia na reação, que será liberada na forma de calor.

Além disso, outro conceito ligado à Termoquímica e à Lei de Hess é a entalpia.

Entalpia

Na Química, o calor envolvido nas reações químicas é a entalpia, sendo representado pela letra H. Sua unidade será em Joule (J) ou caloria (cal).

Não é possível calcular o valor da entalpia, então devemos calcular a sua variação, que é representada pelo símbolo ∆H. Nesse sentido, o ∆H equivale a: variação final – variação inicial, para o cálculo da quantidade de calor absorvido ou liberado pela reação.

A energia das reações químicas é medida através da entalpia (H). Portanto, a variação da entalpia representa o calor absorvido ou liberado nas reações químicas a uma certa pressão constante.

Lei de Hess

Vimos que a variação da entalpia é: final – inicial. Assim, podemos escrever que em uma reação química, a variação de entalpia é representada por:

∆H = Hf – Hi ( Hf =entalpia final e Hi = entalpia inicial)

∆H = Hp – Hr (Hp = entalpia dos produtos e Hr= entalpia dos reagentes).

O químico suíço Germain Henry Hess (1802 – 1850), em seus estudos, verificou que o calor liberado ou absorvido em uma reação química depende dos estados iniciais presentes nos reagentes e do estado final presente nos produtos, independente do caminho seguido pela reação química.

Assim, pode-se enunciar a Lei de Hess:

“a variação de entalpia (∆H) em uma reação química depende dos estados inicial e final da reação, independente do número de reações.”

Podemos simplificar a compreensão da Lei de Hess, onde teremos uma equação geral/principal. Nela iremos calcular sua variação de entalpia, através das suas reações intermediárias.

Assim, o cálculo do ∆H é a soma dos cálculos das reações intermediárias.

∆H =   ∆H1 +  ∆H2  +  ∆H3  +  …

Variação de entalpia pela Lei de Hess

Para calcularmos a variação de entalpia pela Lei de Hess devemos observar vários procedimentos nas reações intermediárias. Por exemplo, podemos multiplicar ou dividir as quantidades de cada substância presente na reação pelo mesmo fator e o mesmo processo deve ser feito pelo valor do ∆H.

Além disso, podemos também inverter a equação, fazendo o mesmo processo com o valor do ∆H. Por exemplo, temos o exercício abaixo:

Exercício de Lei de Hess

1) Calcular o valor do ∆H da seguinte reação:

A   +    B  +    D   →   E      ∆H  =?

A partir de 2 reações:

A   +   B   →   C         ∆H =  + 20 kj

C   +   D   →   E        ∆H  =  – 80 kj

Como iremos trabalhar para chegar na nossa reação principal?

Devemos primeiramente observar quais são nossos reagentes e produtos na reação principal, e em seguida verificar nas reações intermediárias, quais são as suas posições. Ou seja, devemos encontrar em qual lado se encontram (reagentes ou produtos).

Passo a passo da Lei de Hess

Assim temos na equação principal como reagentes: A, B e D. Observamos nas duas reações intermediárias que estes compostos estão nos reagentes, então não iremos alterar sua posição na equação.

Observamos também que na equação principal, temos o composto E como produto, o mesmo ocorrendo na reação intermediária. Também não precisaremos alterar sua posição

Temos o composto C presente nas duas reações intermediárias, mas em lados opostos, o que significa que podemos eliminá-lo da reação. Portanto, nossa equação ficará representada por:

A   +   B   →   C         ∆H =   + 20 kj

+

C   +   D   →   E         ∆H  =   – 80 kj

---

A   +   B   +   D   →    E      ∆H =  +  20  + (-80)  =  – 60 Kj

Observação: eliminamos da reação o composto C, pois este se encontra em lados opostos nas reações e assim se anulam. Quando os compostos estão do mesmo lado nas reações, devemos somar seus coeficientes.

Calculamos o ∆H através da soma dos valores do ∆H de cada reação química.

Exercício de Lei de Hess (formação do metano)

Calcular o ∆H de formação do metano (CH₄):

C(graf)  +  2  H₂(g)    →    CH₄(g)      ∆H =?

1. C(graf) +   O₂(g)   →   CO2(g)                            ∆H = – 94,1 kcal
2. H₂(g) +   ½ O₂(g)   →   H₂O(g)                          ∆H = – 68,3 kcal
3. CH₄(g) +   2 O₂(g)  →  CO₂(g)   +   2 H₂O(g)     ∆H = – 212,8 kcal

Observamos na equação principal que os reagentes são o carbono grafite e o hidrogênio, e que o produto é o metano. Agora iremos localizar esses elementos nas reações intermediárias para saber se alterarmos suas posições.

Na primeira reação, onde se localiza o carbono grafite, ele está no lado dos reagentes, mesma posição da equação principal, então não iremos alterar sua posição.

Agora buscando pelo hidrogênio, percebemos que ele está no lado dos reagentes, então não iremos alterar sua posição.

Mas, temos na equação principal quatro átomos de H₂ e na segunda reação intermediária apenas dois átomos de hidrogênio.

Passo muito importante para resolver o exercício

Então teremos que multiplicar a reação b por dois para fazer seu balanceamento, inclusive multiplicar o valor do ∆H por dois também. Logo, a reação ficará representada por:

2 H₂(g)   +   1 O₂(g)   →   2 H₂O(g)     ∆H = 2 x (-68,3) =  – 136,6 kcal

Agora vamos observar o metano: na equação principal ele está presente nos produtos e na terceira reação ele se encontra nos reagentes.

Assim, devemos inverter a terceira reação, passando o que é produto para reagente, e o que é reagente para produto. Além disso, o mesmo ocorre com o valor do ∆H, que terá seu sinal invertido. Portanto, nossa equação ficará representada por:

CO₂(g)  +   2 H₂O(g)  →  CH₄(g)   +  2 O₂(g)     ∆H = + 212,8 kcal ( invertemos o sinal).

Valor do ∆H

Vamos agora montar as nossas três reações para calcularmos o valor do ∆H, que é a somatória da variação de entalpia de cada reação:

C(graf)  +  O₂(g)  →  CO₂(g)                              ∆H  =  – 94,1 kcal

2 H₂(g)   +   1 O₂(g)   →   2 H₂O(g)                    ∆H = – 136,6 kcal

CO₂(g)   +   2 H₂O(g)  → CH₄(g)  +  2 O₂(g)       ∆H =  + 212,8 kcal

---

C(graf)  +  2 H₂(g)  →   CH₄(g)                     ∆H = – 94,1 + (-136,6) + 212,8 = 17,9 kcal

Chegamos a reação principal observando que: temos o CO₂ em lados opostos de duas reações químicas e mesma quantidade, então podemos eliminá-los da equação. Bem como a molécula da água, que está presente nos dois lados e na mesma quantidade, sendo assim eliminada.

No caso dos oxigênios das reações, temos 2 mols de oxigênio nos reagentes, e dois mols de oxigênio nos produtos, então podemos também eliminar da equação.

Portanto, o cálculo do ∆H é a soma das variações de entalpia das reações intermediárias.

Videoaula sobre a Lei de Hess

Por fim, resolva os exercícios abaixo.

Exercícios

1) (Cesgranrio-RJ-2016)

O elemento químico tungstênio, W, é muito utilizado em filamentos de lâmpadas incandescentes comuns. Quando ligado a elementos como carbono ou boro, forma substâncias quimicamente inertes e muito duras. O carbeto de tungstênio, WC_(s), muito utilizado em esmeris, lixas para metais etc., pode ser obtido pela reação:

1 C _(grafite) + 1 W_(s) → 1 WC_(s)

A partir das reações a seguir, calcule o ∆H de formação para o WC(s). Dados:

1 W_(s) + 3/2 O_2(g) → 1 WO_3(s)                               ∆H_COMBUSTÃO = -840 kJ/mol

1 C _(grafite) + 1 O_2(g) → 1 CO_2(g)                                    ∆H_COMBUSTÃO = -394 kJ/mol

1 WC_(s) + 5/2 O_2(g) → 1WO_3(s) + 1 CO_2(g)               ∆H_COMBUSTÃO =-1196 kJ/mol

a) – 19 kJ/mol

b) + 38 kJ/mol

c) – 38 kJ/mol

d) + 2 430 kJ/mol

e) – 2 430 kJ/mol

Gabarito: c

2) (Fuvest-SP-2014)

O “besouro bombardeiro” espanta seus predadores expelindo uma solução quente. Quando ameaçado, em seu organismo ocorre a mistura de soluções aquosas de hidroquinona, peróxido de hidrogênio e enzimas, que promovem uma reação exotérmica, representada por:

C₆H₄(OH)_2(aq) + H₂O_2(aq) → C₆H₄O_2(aq) + 2 H₂O_(l)

O calor envolvido nessa transformação pode ser calculado, considerando-se os processos:

C₆H₄(OH)_2(aq) → C₆H₄O_2(aq) + H_2(g)           ΔH = +177 kJ .mol^-1

H₂O_(l) + ½ O_2(g) → H₂O_2(aq)                          ΔH = +95 kJ  mol^-1

H₂O_(l) → ½ O_2(g) + H_2(g)                                 ΔH = +286 kJ  mol^-1

Assim sendo, o calor envolvido na reação que ocorre no organismo do besouro é:

a) -558 kJ mol^-1

b) -204 kJ mol^-1

c) -177 kJ mol^-1

d) +558 kJ mol^-1

Gabarito: b

3) (UDESC-2012)

O gás metano pode ser utilizado como combustível, como mostra a equação 1:

CH₄(g)   +  2O₂(g)  →  CO₂(g) + 2H₂O(g)

Utilizando as equações termoquímicas abaixo, que julga necessário, e os conceitos da Lei de Hess, obtenha o valor de entalpia da equação 1.

C(s) +  H₂O(g) → CO(g) + H₂(g)                      ΔH = 131,3 kj mol-1

CO(g) +  ½ O₂(g) → CO₂(g)                            ΔH = 283,0 kj mol-1

H₂(g) +  ½ O₂(g) →  H₂O(g)                           ΔH = 241,8 kj mol-1

C(s) +  2H₂(g) → CH₄(g)                                  ΔH = 74,8 kj mol-1

Portanto, o valor da entalpia da equação 1, em kj, é:

a) -704,6

b) -725,4

c) -802,3

d) -524,8

e) -110,5

Gabarito: c

4) (Puc-Campinas-SP-2012)

Dadas as equações termoquímicas:

S(s) + O₂(g) → SO₂(g)               ∆H1 = – 297 kJ/mol

S(s) + 3/2 O₂(g) → SO₃(g)        ∆H2 = – 396 kJ/mol

Pode-se concluir que a reação: SO₂(g)  +  ½ O₂(g) →  SO₃(g) tem ∆H, em kJ/mol, igual a:

a) +693

b) –693

c) +99,0

d) –99,0

e) +44,5

Gabarito: d

5) (Fatec-SP-2010)

Considere as afirmações a seguir, segundo a lei de Hess:

I) O calor de reação (∆H) depende apenas dos estados inicial e final do processo.

II) As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas.

III) Podemos inverter uma equação termoquímica desde que inverta o sinal de ∆H. IV) Se o estado final do processo for alcançado por vários caminhos, o valor de ∆H dependerá dos estados intermediários através dos quais o sistema pode passar.

Conclui-se que:

a) as afirmações I e II são verdadeiras.

b) as afirmações II e III são verdadeiras.

c) as afirmações I, II, III são verdadeiras

d) todas são verdadeiras.

e) todas são falsas.

Gabarito: c

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