4. Constatação da Lei de Hess

Usando a Lei de Hess, determine a entalpia da seguinte reação global (dissolução e neutralização):
\mathrm{NaOH}_{(\mathrm{s})}+\mathrm{H}_{(\mathrm{aq})}^{+}+\mathrm{Cl}_{(\mathrm{aq})}^{-} \rightarrow \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}+\mathrm{Na}_{(\mathrm{aq})}^{+}+\mathrm{Cl}_{(\mathrm{aq})}^{-} \quad \Delta \mathrm{H}_{3 \text { calculado }}=
Use os valores experimentais obtidos nas reações de dissolução e neutralização realizadas separadamente como se fossem etapas da reação global:

Passo 1

O que o enunciado pede e o que temos disponível.
  • Pede-se a entalpia da reação global
\mathrm{NaOH}_{(\mathrm{s})}+\mathrm{H}_{(\mathrm{aq})}^{+}+\mathrm{Cl}_{(\mathrm{aq})}^{-}\rightarrow \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}+\mathrm{Na}_{(\mathrm{aq})}^{+}+\mathrm{Cl}_{(\mathrm{aq})}^{-}
  • O enunciado orienta a usar os valores experimentais obtidos separadamente para:
    • a etapa de dissolução (transformação do hidróxido de sódio sólido em íons em solução) e
    • a etapa de neutralização (reação do íon \mathrm{H}^+ com \mathrm{OH}^- formando água).
  • Informações relevantes (que vou usar como nomes de variáveis):
    • Vou chamar a entalpia experimental da dissolução de \Delta H_{\text{diss}}, relativa à reação \mathrm{NaOH}_{(s)} \rightarrow \mathrm{Na}^+_{(aq)} + \mathrm{OH}^-_{(aq)}.
    • Vou chamar a entalpia experimental da neutralização de \Delta H_{\text{neut}}, relativa à reação \mathrm{H}^+_{(aq)} + \mathrm{OH}^-_{(aq)} \rightarrow \mathrm{H_2O}.
  • Observação importante: o enunciado diz para usar “os valores experimentais obtidos…”, porém esses valores numéricos NÃO foram fornecidos aqui. Portanto não é possível calcular um número final numérico sem esses dados experimentais. Vou mostrar passo a passo como combinar as entalpias (Lei de Hess) e como proceder para obter o valor numérico assim que os números experimentais sejam inseridos.

Passo 2

Conceito chave: Lei de Hess (explicação didática e intuitiva).
  • Ideia simples: entalpia ( H) é uma função de estado. Isso significa que a variação de entalpia entre um estado inicial e um estado final depende apenas desses estados, não do caminho seguido. Logo, se uma reação global pode ser vista como a soma de etapas, a entalpia da reação global é a soma algébrica das entalpias das etapas.
  • Em fórmula: \Delta H_{\text{global}} = \sum_i \Delta H_ionde cada \Delta H_i é a variação de entalpia de uma etapa.
  • Sinal: se uma etapa libera calor (exotérmica) então \Delta H_i<0; se absorve calor (endotérmica) então \Delta H_i>0.
  • Unidades: normalmente \mathrm{kJ\\ mol^{-1}} (ou \mathrm{kJ} para a quantidade reagida na experiência). É crucial garantir que todas as entalpias estejam referidas à mesma quantidade estequiométrica (por exemplo, por mol de reagente conforme as equações escritas). Se os experimentos usarem quantidades diferentes, faz-se a proporcionalidade (escalar \Delta H pela relação de mols).

Passo 3

Escrever explicitamente as duas etapas experimentais (com nomes das entalpias) e verificar cancelamentos estequiométricos.
  • Etapa 1 (dissolução de \mathrm{NaOH}, medida experimental): \mathrm{NaOH}_{(s)} \longrightarrow \mathrm{Na}^+_{(aq)} + \mathrm{OH}^-_{(aq)}entalpia experimental: \Delta H_{\text{diss}} (valor que você mediu).
  • Etapa 2 (neutralização, medida experimental): \mathrm{H}^+_{(aq)} + \mathrm{OH}^-_{(aq)} \longrightarrow \mathrm{H_2O}entalpia experimental: \Delta H_{\text{neut}} (valor que você mediu).
  • Agora somamos as duas equações termoquímicas termo a termo (adição química): \begin{aligned} &\mathrm{NaOH}_{(s)} \longrightarrow \mathrm{Na}^+_{(aq)} + \mathrm{OH}^-_{(aq)}\\\\ +\;&\mathrm{H}^+_{(aq)} + \mathrm{OH}^-_{(aq)} \longrightarrow \mathrm{H_2O} \end{aligned}
  • Ao somar, o íon \mathrm{OH}^- aparece como produto na etapa 1 e como reagente na etapa 2; eles se cancelam (são espécies intermediárias). O íon \mathrm{Cl}^- não entra nas etapas porque é spectator — permanece igual dos dois lados e pode ser ignorado na soma. Assim obtemos a reação líquida: \mathrm{NaOH}_{(s)} + \mathrm{H}^+_{(aq)} \longrightarrow \mathrm{Na}^+_{(aq)} + \mathrm{H_2O}que é equivalente (se incluirmos o spectator) à equação global do enunciado: \mathrm{NaOH}_{(s)} + \mathrm{H}^+_{(aq)} + \mathrm{Cl}^-_{(aq)} \longrightarrow \mathrm{H_2O} + \mathrm{Na}^+_{(aq)} + \mathrm{Cl}^-_{(aq)}.

Passo 4

Aplicar a Lei de Hess às entalpias: montar a soma algébrica e discutir estequiometria.
  • Pela Lei de Hess, a entalpia da reação global (vou chamar de \Delta H_3, como no enunciado) é a soma das entalpias das etapas: \Delta H_3 = \Delta H_{\text{diss}} + \Delta H_{\text{neut}}.
  • Observações importantes para usar essa fórmula no cálculo numérico:
    • Certifique-se de que \Delta H_{\text{diss}} e \Delta H_{\text{neut}} estão dados para as mesmas quantidades estequiométricas usadas nas equações (aqui ambas escritas por mol de \mathrm{NaOH} e por mol de água formada). Se um valor experimental for por 0,5 mol ou por outro n, ajuste multiplicando.
    • Mantenha os sinais: se a dissolução for exotérmica e você mediu \Delta H_{\text{diss}}<0, some esse número negativo.
    • Unidades: garanta que ambos estejam em \mathrm{kJ\\ mol^{-1}} (ou em \mathrm{kJ} para as quantidades usadas) antes de somar.

Passo 5

Exemplo numérico ilustrativo (APENAS ilustração — NÃO é o seu resultado experimental a menos que você me diga os números; aqui mostro como calcular quando tiver os valores).
  • Suponha que das suas medidas experimentais obteve:
    • \Delta H_{\text{diss}} = -44{,}5\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}} (dissolução do \mathrm{NaOH} por mol),
    • \Delta H_{\text{neut}} = -57{,}3\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}} (neutralização por mol de \mathrm{H}^+ + \mathrm{OH}^- \rightarrow \mathrm{H_2O}).
  • Então, pela fórmula do Passo 4: \Delta H_3 = -44{,}5 + (-57{,}3) = -101{,}8\\ \mathrm{kJ\\ mol^{-1}}.
  • Interpretação prática: a dissolução + neutralização, por mol de \mathrm{NaOH} reagindo com 1 mol de \mathrm{H}^+, liberaria cerca de -101{,}8\\ \mathrm{kJ} (nesse exemplo). Repito: esse número é só um exemplo didático — substitua pelas suas medidas experimentais e aplique a mesma soma.

Passo 6

Como proceder na prova ou no relatório — checklist prático (rapidinho e amigo):
  • Pegue os dois valores experimentais: \Delta H_{\text{diss}} e \Delta H_{\text{neut}}.
  • Verifique a estequiometria: se ambos referem a 1 mol de cada espécie conforme as equações do Passo 3, vá em frente; se não, ajuste por fator multiplicativo.
  • Some algebricamente mantendo os sinais.
  • Escreva o resultado com unidades e, se possível, estime incerteza combinando as incertezas experimentais (se tiver): para soma, as incertezas absolutas somam em quadratura se independentes; mas isso já é um detalhe extra.

Resposta

\Delta H_{3}=\Delta H_{\text{diss}}+\Delta H_{\text{neut}}

Exercícios relacionados