2° ANOS A/B/C, 5ª ATIVIDADE DE QUÍMICA

Lei base da termoquímica

A Lei de Hess afirma que: em uma reação química, o calor liberado ou absorvido é constante e independente do número de etapas pelas quais a reação passa. Ou seja, a lei estabelece que a variação de entalpia de uma reação química depende apenas do seu estado inicial e do seu estado final. 

Essa lei, base termoquímica, foi desenvolvida experimentalmente por Germain Henry Hess, químico e médico suíço. Uma das suas principais contribuições foi um livro texto de Química, escrito em 1834, e adotado por muitas escolas e universidades russas. 

Em 1840 Hess apresentou uma lei empírica - que leva o seu nome-, tornando-se uma das principais bases da termoquímica. Tal lei permite calcular os calores de produção de substâncias que não podem ser conseguidas, experimentalmente, por síntese direta.

Uso da Lei de Hess

Já é sabido que em uma reação química, a variação de entalpia depende apenas do estado inicial e do estado final. Seguindo a Lei de Hess, o cálculo é realizado na seguinte forma:

H = Hf – Hi

Onde,

H: variação de entalpia

Hf: entalpia final

Hi: entalpia inicial

A Lei de Hess também é conhecida como lei da soma dos calores de reação, pois a variação de entalpia é igual a soma das variações das etapas as quais a reação química passa (reações intermediárias). O cálculo é realizado da seguinte forma:

Também é importante saber, que pela Lei de Hess, as equações termoquímicas também podem ser calculadas como se fossem equações matemáticas. Mas algumas observações devem ser seguidas:

• Se invertida a reação química, o sinal da variação de entalpia também deve ser invertido;

• Se multiplicada a equação, a variação de entalpia também deve ser multiplicada;

• Se dividida a equação, a variação de entalpia também deve ser dividida.

1. (Fuvest-SP) Com base nas variações de entalpia associadas às reações a seguir:

N_2(g) + 2 O_2(g) → 2 NO_2(g) ∆H1 = +67,6 kJ
N_2(g) + 2 O_2(g) → N₂O_4(g) ∆H2 = +9,6 kJ

Pode-se prever que a variação de entalpia associada à reação de dimerização do NO₂ será igual a:

2 N_O2(g) → 1 N₂O_4(g)

a) –58,0 kJ b) +58,0 kJ c) –77,2 kJ d) +77,2 kJ e) +648 kJ

Resolução:

Passo 1: Inverter a primeira equação. Isso porque o NO_2(g) precisa passar para o lado dos reagentes, conforme a equação global. Lembre-se que ao inverter a reação o ∆H1 também inverte o sinal, passando para negativo.

A segunda equação é conservada.

2 NO_2(g) → N_2(g) + 2 O_2(g) ∆H1 = - 67,6 kJ
N_2(g) + 2 O_2(g) → N₂O_4(g) ∆H2 = +9,6 kJ

Passo 2: Observe que N_2(g) aparece nos produtos e reagentes e o mesmo acontece com 2 mol de O_2(g).

2 NO_2(g) → N_2(g)+ 2 O_2(g)∆H1 = - 67,6 kJ
N_2(g) + 2 O_2(g) → N₂O_4(g) ∆H2 = +9,6 kJ

Assim, eles podem ser cancelados resultando na seguinte equação:

2 NO_2(g) → N₂O_4(g).

Passo 3: Você pode observar que chegamos a equação global. Agora devemos somar as equações.

∆H = ∆H1 + ∆H2
∆H = - 67,6 kJ + 9,6 kJ
∆H = - 58 kJ ⇒ Alternativa A
Pelo valor negativo de ∆H também sabemos que trata-se de uma reação exotérmica, com liberação de calor.

A energia de ligação, ou entalpia de ligação, é a energia absorvida na quebra de um mol de ligação, no estado gasoso, entre átomos a 25 ^oC e 1 atm. Essa definição pode envolver também a energia presente na formação da mesma ligação entre os mesmos átomos (separados), mas ela apresentará sinal diferente.

Na molécula do bromo (Br₂), por exemplo, temos a presença de uma ligação simples (sigma) entre os átomos de bromo, assim:

- Na quebra da ligação:

Br — Br → Br_(g) + Br_(g)

Para que a ligação entre dois átomos de bromo seja rompida, é necessário que haja a absorção de 193 kJ/mol. Por isso, o processo apresenta uma variação de entalpia positiva, que é:

ΔH = + 193 kJ/mol

- Na formação da ligação:

Br_(g) + Br_(g) → Br — Br

Quando a ligação entre dois átomos de bromo no estado gasoso é formada, libera-se uma quantidade de energia de mesmo valor da energia envolvida no rompimento da ligação, mas com sinal diferente: - 193 k/mol. Por essa razão, o processo apresenta uma variação de entalpia negativa, que é:

ΔH = + 193 kJ/mol

OBS.: Como as ligações formadas envolvem uma combinação diferente dos átomos presentes no reagente, o valor da energia também é distinto.

Com isso, fica fácil percebemos que, sempre que uma reação ocorre, nos reagentes, há absorção de energia (processo endotérmico) e, nos produtos, liberação de energia (processo exotérmico).

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 Cálculo da energia de ligação

Calculando a energia de ligação presente em uma reação química, podemos determinar se essa reação é endotérmica ou exotérmica. Para isso, basta utilizarmos a expressão abaixo:

ΔH = Σr - Σp

·       ΔH = variação da entalpia;

·       Σr = soma das energias necessárias para quebrar cada ligação no reagente;

·       Σp = soma das energias necessárias para formar cada ligação no produto.

Vejamos um exemplo:

(UFPE) Utilizando os valores das energias de ligação da tabela abaixo, determine o valor do ΔH da reação de formação do cloroetano.

H₂C = CH₂ + HCl → H₃C — CH₂ — Cl

Veja o passo a passo para o cálculo do ΔH dessa reação:

Passo 1: Demonstrar todas as ligações montando a fórmula estrutural de cada um dos participantes:

Passo 2: Calcular a soma das energias das ligações nos reagentes (Σr).

Nos reagentes, temos as seguintes ligações:

·       4 ligações H — C (435 kcal cada)

·       1 ligação C = C (609 kcal cada)

·       1 ligação H — Cl (431 kcal cada)

Assim, o cálculo será:

Σr = 4.435 + 1.609 + 1.431

Σr = 1740 + 609 + 431

Σr = 2780 kcal

Passo 3: Calcular a soma das energias das ligações nos produtos (Σp).

Nos produtos, temos as seguintes ligações:

·       5 ligações H — C (435 kcal cada)

·       1 ligação C — C (345 kcal cada)

·       1 ligação C — Cl (339 kcal cada)

Assim, o cálculo será:

Σr = 5.435 + 1.345 + 1.339

Σp = 2175 + 345 + 339

Σp = 2859 kcal

Passo 4: Calcular o ΔH.

ΔH = Σr - Σp

ΔH = 2780 - 2859

ΔH = - 79 kcal/mol

Como o ΔH é negativo, trata-se de uma reação exotérmica.

ATIVIDADE DE AVERIGUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 

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1) Um passo do processo de produção de ferro metálico, Fe_(s), é a redução do óxido ferroso (FeO) com monóxido de carbono (CO).

FeO_(s) + CO_(g) → Fe_(s) + CO_2(g) ∆H = x

Utilizando as equações termoquímicas abaixo e baseando-se na Lei de Hess, assinale a alternativa que indique o valor mais próximo de “x”:

Fe₂O_3(s) + 3 CO_(g) → 2 Fe_(s) + 3 CO_2(g) ∆H = -25 kJ

3 FeO_(s) + CO_2(g) → Fe₃O_4(s) + CO_(g) ∆H = -36 kJ

2 Fe₃O_4(s) + CO_2(g) → 3 Fe₂O_3(s) + CO_(g) ∆H = +47 kJ

a) -17 kJ.

b) +14 kJ.

c) -100 kJ.

d) -36 kJ.

e) +50 kJ.

2) Em um conversor catalítico, usado em veículos automotores em seu cano de escape para redução da poluição atmosférica, ocorrem várias reações químicas, sendo que uma das mais importantes é:

1 CO_(g) + ½ O_2(g) → 1 CO_2(g)

Sabendo-se que as entalpias das reações citadas abaixo são:

C_(grafita) + ½ O2(g) → CO_(g) ∆H₁ = -26,4 kcal

C_(grafita) + O_2(g) → CO_2(g) ∆H₂ = -94,1 kcal

Pode-se afirmar que a reação inicial é:

a) exotérmica e absorve 67,7 kcal/mol.

b) exotérmica e libera 120,5 kcal/mol.

c) exotérmica e libera 67,7 kcal/mol.

d) endotérmica e absorve 120,5 kcal/mol.

e) endotérmica e absorve 67,7 kcal/mol.

3) 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

4) O “besouro bombardeiro” espanta seus predadores expelindo uma solução quente, 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

Determine a variação de entalpia

a) -558 kJ . mol^-1

b) -204 kJ . mol^-1

c) -177 kJ . mol^-1

d) +558 kJ . mol^-1

e) +585 kJ . mol^-1

5) O gás propano é um dos integrantes do GLP (gás liquefeito de petróleo) e, dessa forma, é um gás altamente inflamável. Abaixo está representada a equação química de combustão completa do gás propano.

Na tabela, são fornecidos os valores das energias de ligação, todos nas mesmas condições de pressão e temperatura da combustão.

Assim, a variação de entalpia da reação de combustão de um mol de gás propano é igual a

a) – 1670 kJ.

b) – 6490 kJ.

c) + 1670 kJ.

d) – 4160 kJ.

e) + 4160 kJ.