Considere:
\mathrm{N}_{2}(\mathrm{~g}) \rightarrow 2 \mathrm{~N}(\mathrm{~g})
\begin{aligned} & \Delta \mathrm{H}=+945,0 \mathrm{~kJ} \end{aligned}
Use a Lei de Hess para determinar \mathbf{\Delta H} da reação (4).

Passo 1

O enunciado nos dá a reação
\mathrm{N}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow 2\,\mathrm{N}(\mathrm{g})
com entalpia associada
\Delta H = +945{,}0\\ \mathrm{kJ}.
A pergunta do enunciado é: determinar \Delta H da reação (4).
Informações relevantes fornecidas: a reação acima e o seu \Delta H.
Informação que falta e que é essencial: a fórmula explícita da “reação (4)” — o enunciado não trouxe qual é essa reação. Sem conhecer a reação (4) não há como aplicar a Lei de Hess para obter um valor numérico específico.

Passo 2

O que é a Lei de Hess (explicação didática)?\n
A Lei de Hess diz que a variação de entalpia \Delta H de uma reação química depende apenas dos estados inicial e final e não do caminho seguido. Em linguagem prática: se uma reação alvo pode ser obtida somando várias reações menores, a \Delta H da reação alvo é a soma algébrica das \Delta H dessas reações menores. Matematicamente:
\Delta H_{\text{total}}=\sum_{i}\Delta H_{i},
onde \Delta H_{i} é a entalpia da i-ésima etapa que usamos para montar a reação alvo.
Cada \Delta H_{i} corresponde à reação com os coeficientes e direções que colocamos na montagem — por isso é importante ajustar sinais e fatores antes de somar (ver passo seguinte).

Passo 3

Regras operacionais que sempre usamos ao aplicar Hess (explicação e exemplos):\n
  1. Reverter uma reação inverte o sinal de \Delta H.\n
    Exemplo com a reação dada: se invertermos 2\,\mathrm{N}(\mathrm{g}) \rightarrow \mathrm{N}_{2}(\mathrm{g}),então \Delta H = -945{,}0\\ \mathrm{kJ}.Aqui expliquei por que: porque o processo inverso tem entalpia oposta.
  2. Multiplicar uma reação por um fator escala sua \Delta H pelo mesmo fator.\n
    Exemplo: se dobrarmos a reação dada (todas as estequiometrias por 2), 2\,\mathrm{N}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow 4\,\mathrm{N}(\mathrm{g}),então \Delta H = 2\times 945{,}0 = 1890{,}0\\ \mathrm{kJ}.Se quisermos metade da reação, \Delta H também é metade, e assim por diante.
  3. Somar reações soma suas \Delta H.\n
    Assim, se a reação alvo puder ser escrita como soma linear das reações que temos (após possivelmente inverter e escalar cada uma), então somamos os \Delta H já ajustados para obter \Delta H da reação alvo.

Passo 4

Como aplicar na prática (procedimento passo a passo que você pode usar na prova):\n
  1. Escreva a reação alvo (aquela para a qual você quer \Delta H).
  2. Liste as reações disponíveis com seus \Delta H. No nosso caso só temos uma: \mathrm{N}_{2}\rightarrow 2\mathrm{N} com \Delta H=+945{,}0\\ \mathrm{kJ}.
  3. Use as regras do passo 3 (inverter e/ou multiplicar) para transformar as reações disponíveis de modo que, ao somá-las, os termos químicos do lado direito e esquerdo se cancelem e reste exatamente a reação alvo.
  4. Some algebricamente os \Delta H correspondentes (com sinais e fatores ajustados). O resultado é \Delta H da reação alvo.
    Exemplo concreto ilustrativo (não é a “reação (4)”, é só para ver o método): se a reação alvo fosse simplesmente o inverso da dada, isto é
2\,\mathrm{N}(\mathrm{g}) \rightarrow \mathrm{N}_{2}(\mathrm{g}),
então, aplicando a regra de reversão, teríamos \Delta H=-945{,}0\\ \mathrm{kJ}. Se a reação alvo fosse o dobro da dada, teríamos \Delta H=+1890{,}0\\ \mathrm{kJ}.

Passo 5

Conclusão prática para o enunciado recebido:\n
Não posso fornecer um valor numérico para \Delta H da “reação (4)” porque o enunciado não trouxe qual é essa reação. O único \Delta H disponível (para \mathrm{N}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow 2\,\mathrm{N}(\mathrm{g})) já foi usado nos exemplos acima e nas regras: para qualquer reação alvo você deve expressá‑la como combinação linear da(s) reação(ões) disponível(eis) e somar as \Delta H ajustadas.

Resposta

Não é possível determinar \Delta H: a reação (4) não foi fornecida.

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