LEI DE HESS – TERMOQUÍMICA

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OI GALERA! PROMETEU TEM QUE CUMPRIR!

VAMOS ENTENDER A LEI DE HESS?

Para entender a Lei de Hess, coloque na sua cabeça: não importa em quantas etapas uma reação acontece. A variação de entalpia ( calor da reação) vai depender da quantidade de entalpia no inicio da reação e da quantidade de entalpia no final da reação.

Então:

ΔH = Hf – Hi

Falando fica fácil, mas como fazer?

Um exercício base desse tipo sempre vai pedir para calcular o ΔH final de uma reação, mas vão ser colocadas três ou quatro reações que você vai usar como suporte.

Sabe o jogo de encontre o igual? Mais ou menos por aí, porque nas reações dadas, será separado SOMENTE AQUILO QUE ESTIVER NA REAÇÃO PEDIDA PARA SER CALCULADA.

Vamos a um exemplo para você entender melhor:

EXERCÍCIO:

Com base nas variações de entalpia associadas às reações a seguir:

N2(g) + 2 O2(g) → 2 NO2(g) ∆H1 = +67,6 kJ
N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ

CALCULE A ENTALPIA DA REAÇÃO: 2 NO 2(g) → 1 N2O4(g)

Olha bem essa reação: tem reagente ( antes da flecha) e produto ( depois da flecha).

Agora veja as duas reações acima: vai encontrar o reagente 2 NO2(g) na primeira reação só que ele está como PRODUTO !!! O que fazer?

Inverta a primeira equação:

2 NO2(g) → N2(g) + 2 O2(g) ∆H1 =  67,6 kJ (note que o sinal também muda !!!)

agora vamos para a segunda parte da reação pedida: o produto: N2O4(g)

Olhe a segunda reação acima- o produto está lá e no lugar certo, então só copie a reação: N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ

Colocando do jeito fácil para visualizar:

2 NO2(g)→ N2(g) + 2 O2(g) ∆H1 =  67,6 kJ

N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g) ∆H2 = +9,6 kJ

vamos somar as duas reações.Lembre que só vai sobrar as substancias destacadas, porque as outras serão eliminadas por estarem em lugares opostos.

reação final: 2 NO 2(g) → 1 N2O4(g)

Cálculo do ∆H = soma matemática dos números acima= -67,6 + 9,6 = – 58 kj

IMPORTANTE: esse cálculo é para 2 mol de NO 2(g) e como o sinal é negativo significa que houve liberação de energia para o meio, sendo um processo exotérmico!

Se fosse para 1 mol, divide esse valor por 2 ( essa costuma ser uma pegadinha nos testes!)

E se quiser praticar, aqui vai um exercício desafio:

Tem que mostrar como fez os cálculos!!

(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

O valor da entalpia da equação 1, em kj, é……………

Lembre que para ajustar as reações dadas com a reação pedida é meio um vale tudo: inverte, multiplica, divide, até ficar igual, mas não esquece que vale para a reação inteira!!!

Dica: na reação em negrito, só tem uma água e precisa de duas, logo você vai multiplicar toda a equação, inclusive o ΔH por 2!!!

VOU AGUARDAR AS RESPOSTAS!

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