Entalpia: Fenômenos Químicos

Ver Todos os Exercícios

Teoria

Reações endotérmicas e exotérmicas

Essa classificação tem a ver com o calor envolvido na reação! Mas se acalma, que é só uma classificação mesmo. Vem comigo 😊

Vamos pegar um exemplo de reação:

Z n ( s ) + I 2 ( s ) → Z n I 2 ( s )

Essa reação, se feita à pressão constante, libera 208 KJ de calor para o meio. Ou seja, a entalpia do sistema diminui 208 KJ! Podemos escrever, então, que:

Δ H = - 208   K J

Uma reação que libera calor para o meio, ou seja, que tem Δ H < 0 é uma reação exotérmica!

A reação que faz o contrário, ou seja, retira calor do meio, ganhando calor, tem uma variação de entalpia positiva, já que sua entalpia aumenta.

Esse tipo de reação, com Δ H > 0 é chamada reação endotérmica!

Ou seja...

Entalpia de reação

Cada reação química tem uma energia envolvida, a entalpia de reação, representada por Δ H ! Essa energia representa o fluxo de calor necessário para que a reação ocorra. E o sinal de Δ H nos diz se esse calor é retirado ou cedido para o meio, ou seja, se a reação é endo ou exotérmica.

Antes de mais nada, vamos considerar algumas coisas:

  • O Δ H   de reação quase sempre é expresso depois dos produtos, ao final da reação:
  • C s + O 2 g → C O 2 g               Δ H = - 394   K J

  • A entalpia de reação, assim como o Δ H t r a n s f o r m a ç ã o   d e   f a s e , depende da quantidade de reagente envolvida!
  • Por exemplo, na reação:

    C H 4 + 2 O 2 → C O 2 + 2 H 2 O                   Δ H = - 890   K J

    A entalpia de reação é a entalpia necessária para que 1 mol de C H 4 reaja com 2   mols de O 2 . Se essa quantidade dobrar, por exemplo, o Δ H também dobra!

    2 C H 4 + 4 O 2 → 2 C O 2 + 4 H 2 O                   Δ H = - 1780   K J

  • Se a gente inverter a equação, a gente inverte o sinal do Δ H ! Ou seja,

C O 2 + 2 H 2 O →   C H 4 + 2 O 2                   Δ H = + 890   K J

Podemos definir que

Δ H s e n t i d o   d i r e t o = - Δ H s e n t i d o   i n v e r s o

Entalpia padrão de reação

A entalpia de reação depende de algumas condições, como a pressão! O estado padrão de uma substância nada mais é que a substância em sua forma pura em 1 bar (e normalmente a 298   K )! Por exemplo: gelo no estado padrão é gelo puro sob 1 bar, água no estado padrão é água pura sob 1 bar...

A gente representa a entalpia padrão de reação por Δ H o !

Ou seja, quando você ver Δ H o só quer dizer que são as substâncias puras em pressão de 1 bar que estão reagindo!

Equações em várias etapas: lei de Hess

A gente já viu que a entalpia é uma função de estado, ou seja: só depende do estado final e inicial, né? Em reações que tem muitas etapas, calculamos o Δ H   de reação a partir da lei de Hess, que diz:

A entalpia total da reação é a soma das entalpias em que a reação pode ser dividida.

Vamos ver um exemplo!

A reação:

C H 4 ( g ) + 2 O 2 ( g ) → C O 2 ( g ) + 2 H 2 O ( l )             Δ H = - 890   K J

Pode ser escrita em duas etapas:

C H 4 ( g ) + 2 O 2 ( g ) → C O 2 ( g ) + 2 H 2 O ( g )             Δ H = - 802   K J

2 H 2 O g → 2 H 2 O l               Δ H = - 88   K J

Se somarmos as duas equações, e seus Δ H :

C H 4 ( g ) + 2 O 2 ( g ) → C O 2 ( g ) + 2 H 2 O ( l )             Δ H = - 890   K J

Voltamos à primeira reação.

Vale reparar aqui que quando somamos as duas etapas, a H 2 O ( g ) , que é um intermediário da reação, some da reação global! Isso porque seria redundante escrever ela dos dois lados da equação, então é como se a gente “subtraísse” 2   H 2 O ( g ) de cada um dos lados da equação!

Quando somamos as 2 etapas, achamos a primeira equação! Ou seja, o

Δ H r e a ç ã o   g l o b a l   = Δ H 1 a e t a p a   + Δ H 2 a e t a p a + Δ H 3 a   e t a p a + …

Entalpia de formação

Além de somar as entalpias das etapas, outro jeito de calcular a entalpia de uma reação é à partir da entalpia padrão de formação dos reagentes, representada por Δ H f o !

Vamos ver um exemplo:

2 C ( g r a f ) + 3 H 2 ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) → C 2 H 5 O H ( l )         Δ H o = - 277,69   K J

A Δ H f o   do   C 2 H 5 O H ( l )   é - 277,69   K J / m o l (já que é formado 1 mol de C 2 H 5 O H ( l ) )!

A entalpia de formação de uma substância pode ser definida como a entalpia de uma reação que forma 1 mol da substância a partir de seus elementos na sua forma mais estável!

E como a gente sabe se os elementos estão na forma mais estável deles?

Isso vem com a prática, mas a forma mais estável de um componente é a forma que ele aparece com maior frequência na natureza! Por exemplo: a forma mais estável do carbono é o grafite, e não o diamante; a forma mais estável do oxigênio é o O 2 , e não o O 3 ...

A Δ H f de um elemento na sua forma mais estável é zero!

E como a gente usa as entalpias de formação para calcular a entalpia da reação?

Δ H r e a ç ã o = ∑ n Δ H f p r o d u t o s -   ∑ n Δ H f ( r e a g e n t e s )

Onde n   são os coeficientes estequiométricos de cada componente.

Ou seja, a gente calcula as entalpias de formação dos produtos e subtrai a dos reagentes!

Entalpia de ligação

Os átomos se ligam com o intuito de se estabilizar, não é? Se pensarmos em uma reação do tipo:

H 2 ( g ) → 2 H ( g )           Δ H o = + 436   K J

Vemos que, para separar a ligação entre os dois H s da molécula de H 2 , é necessário ceder energia para o sistema!

Isso porque estamos pegando os dois átomos (que se juntaram para se estabilizar) e desestabilizando eles de novo ahah O que você tem que lembrar dessa história é que para quebrar ligações, precisamos ceder calor ao sistema!

Já para formar ligações, o sistema vai liberar calor, ou seja:

2 H ( g ) → H 2 ( g )               Δ H o = - 436   K J    

Ou seja: a formação de ligações vai ser sempre exotérmica ( Δ H < 0 ) e a quebra das ligações, sempre endotérmica ( Δ H > 0 ) !

Para calcular o Δ H de uma reação em que ligações são quebradas nos reagentes e formadas no produto, fazemos:

Δ H = H f i n a l - H i n i c i a l = H p r o d u t o s - H r e a g e n t e s

Poréeem, como a entalpia das ligações dos produtos vai ser negativa (já que são ligações formadas e, portanto, exotérmicas) e a dos reagentes positivas, podemos escrever:

Δ H r e a ç ã o = H l i g a ç õ e s   q u e b r a d a s   - H l i g a ç õ e s   f o r m a d a s

Recapitulando...

Nós temos 3 formas de calcular a entalpia de uma reação:

1. Pela entalpia de formação de seus reagentes e produtos:

Δ H r e a ç ã o = ∑ n Δ H f p r o d u t o s -   ∑ n Δ H f ( r e a g e n t e s )

E temos que lembrar que a entalpia de formação de substâncias puras em sua forma mais estável é sempre 0!

2. Pela entalpia de ligação das ligações formadas e quebradas pela reação:

Δ H r e a ç ã o = H l i g a ç õ e s   q u e b r a d a s - H l i g a ç õ e s   f o r m a d a s

3. Se ela tiver muitas etapas, somamos as entalpias de cada uma das etapas! (Lei de Hess):

Δ H r e a ç ã o   g l o b a l   = Δ H e t a p a   1 + Δ H e t a p a   2 + Δ H e t a p a   3 …

Vamos fazer uns exercícios pra aplicar esse mooonte de coisa? 😊

Entalpia de reação

Entalpia padrão de reação

Equações em várias etapas: lei de Hess

Entalpia de formação

Entalpia de ligação

Recapitulando...

Exercícios Resolvidos

Exercício Resolvido #1

Considere a seguinte reação:

2   M g s + O 2 g → 2   M g O   s         ∆ H = - 1204 k J

a) A reação é endotérmica ou exotérmica?

b) Calcule a quantidade de calor transferida quando 2,4g de Mg(s) reagem a pressão constante.

c) Quantos gramas de MgO são produzidos durante uma variação de entalpia de 96 k J ?

d) Quantos k J de calor são absorvidos quando 7,50   g   d e   M g O ( s ) se decompõem em M g s   e   O 2 ( g ) a pressão constante?

Passo 1

a) Como o ∆ H r e a ç ã o < 0 , podemos concluir que a reação é exotérmica e libera calor pro ambiente!

Passo 2

b) A proporção entre M g s   e   ∆ H (calor envolvido) é:

2   m o l   M g s - 1204 k J

Como a massa molar do M g é 24g...

48 g   d e   M g ( s ) - 1204 k J

2,4 g   d e   M g s - x

x = 60,2 k J

A quantidade de calor transferida quando 2,4g de Mg(s) reagem é, portanto, 60,2 kJ.

Passo 3

c) A relação entre calor envolvido na reação e MgO é:

2 M g O s - 1204 k J

Como a massa molar de MgO (s) é 40g, podemos escrever essa relação como:

80 g   d e   M g O s   p r o d u z i d o s - 1204 k J

x   - 96 k J

x = 6,38 g

Ou seja, 6,38g de MgO(s) são produzidos com 96kJ de calor trocado.

Passo 4

d) Se queremos saber a entalpia de decomposição do MgO(s), precisamos pegar a reação no sentido inverso:

2   M g O   s   →   2   M g s + O 2 g               ∆ H = + 1204 k J

A proporção continua a mesma entre MgO (s) e calor envolvido (até porque vamos lembrar que ∆ H s e n t i d o   d i r e t o = - ∆ H s e n t i d o   i n v e r s o )... A diferença é que, se no sentido direto a reação era exotérmica e liberava calor, no sentido inverso ela vai absorver calor!

2 M g O   s - 80 g - 1204 k J

7,5 g - x

x = 112,9   k J

A reação precisa absorver 112,9kJ para que 7,5g de MgO se dissolvam!

Resposta

a) A reação é exotérmica.

b) 60,2   k J

c) 6,38 g

d) 112,9   k J

Exercício Resolvido #2

O dissulfeto de carbono pode ser preparado a partir do coque (uma forma impura de carbono) e do enxofre elementar:

4   C s + S 8 s → 4 C S 2 l             ∆ H o = + 358,8 k J

a) Qual é o calor absorvido na reação de 1,25 mol de S 8 ?

b) Calcule o calor absorvido na reação de 197g de carbono com excesso de enxofre.

c) Se o calor absorvido na reação foi 415kJ, quanto C S 2 foi produzido?

Passo 1

a) Essa questão é de novo só estequeometria!

A relação entre o S 8 ( s ) e o calor absorvido na reação é:

1   m o l   d e   S 8 s - 358,8 k J

1,25   m o l   d e   S 8 s - x

x = 448,5 k J

Passo 2

b) A relação entre o carbono e o calor absorvido na reação é:

4   C s - 358,8   k J

Como a massa molar do C é 12g..

4 x   12 g   d e   C s - 358,8   k J

197 g   d e   C s - x

x = 1472,6   k J

Passo 3

c) Para cada 358,8 kJ absorvido pelos reagentes, 4 mols de C S 2 são produzidos...

4   m o l   C S 2 - 358,8   k J

x   m o l s - 415   k J

x = 4,62   m o l s

Resposta

a) 448,5   k J

b) 1472,6   k J

c) 4,62   m o l s

Exercício Resolvido #3

O metal bário é produzido pela reação do metal alumínio com óxido de bário.

2   B a s + O 2 g → 2   B a O s         ∆ H o = - 1107 k J

2   A l s + 3 2   O 2 g → A l 2 O 3 s             ∆ H o = - 1676 k J

Calcule, a partir das entalpia padrão de reação, a entalpia para a produção do metal bário na reação:

3   B a O s + 2   A l s → ∆ A l 2 O 3 s + 3   B a ( s )

Passo 1

Temos duas reações, temos a entalpia delas, e percebemos que mexendo um pouco nelas e somando as duas conseguimos chegar na terceira! Tudo isso são indícios que vamos usar a lei de Hess!

Vamos por partes: precisamos arrumar as duas equações de um jeito que, somando elas, consigamos chegar na terceira! Para isso, é só você procurar os reagentes da terceira reação nas reações de cima...

Como o B a O é um reagente na terceira e um produto na primeira reação, precisamos inverter essa primeira reação! Quando invertemos ela, o sinal do ∆ H   também muda:

2   B a s + O 2 g → 2   B a O s         ∆ H o = - 1107 k J

Vai virar...

2   B a O s → 2   B a s + O 2 g             ∆ H o = + 1107 k J

Quanto à segunda, como o A l s é reagente nas duas reações, deixamos ela assim mesmo!

Passo 2

Agora vamos tentar somar as duas equações:

2   B a O s → 2   B a s + O 2 g             ∆ H o = + 1107 k J

2   A l s + 3 2   O 2 g → A l 2 O 3 s             ∆ H o = - 1676 k J

Agora temos um problema diferente: o O 2 !   Como o O 2 é formado na primeira reação e consumido na segunda, o jeito mais certo de chegar na reação global é igualando sua quantidade nas duas equaçoeS. Assim, fazemos com tudo que foi produzido na 1 a etapa seja consumido na segunda, e aí ele não aparece na terceira reação, que é a reação global

Para igualar as quantidades, precisamos multiplicar a primeira reação por 3 2 : toda a reação, inclusive o ∆ H !

3   B a O s → 3   B a s + 3 2 O 2 g             ∆ H o = + 1660,5 k J

Passo 3

Agora só basta somar!

Assim, a entalpia para produção do B a é -15,5kJ

Resposta

- 15,5 k J

Exercício Resolvido #4

Determine a entalpia da reação de hidrogenação do etino e do etano:

C 2 H 2 g + 2   H 2 g → C 2 H 6 ( g )

À partir dos seguintes dados:

∆ H f o C 2 H 2 ,   g = - 1300   k J . m o l - 1

∆ H f o C 2 H 6 ,   g = - 1560   k J . m o l - 1

∆ H f o H 2 ,   g = - 286 k J . m o l - 1

Passo 1

Vamos lembrar que, para calcular a entalpia de uma reação à partir das entalpias de formação dos reagentes e produtos basta fazer:

∆ H r e a ç ã o = ∑ n ∆ H f p r o d u t o s -   ∑ n ∆ H f ( r e a g e n t e s )

Vamos por partes!

Para calcular ∑ n ∆ H f p r o d u t o s   nesse caso, fazemos:

∑ n ∆ H f p r o d u t o s = 1   x   ∆ H f o C 2 H 6 ,   g =   - 1560 k J

Já para os reagentes:

∑ n ∆ H f ( r e a g e n t e s ) = 1   x   ∆ H f o C 2 H 2 ,   g +   2   x   ∆ H f o H 2 ,   g  

=   - 1300   k J + 2 - 286 k J = - 1872   k J

Passo 2

Assim, substituindo na fórmula...

∆ H r e a ç ã o = - 1560 k J - ( - 1872 k J ) = 312   k J

Resposta

∆ H r e a ç ã o = 312 k J

Exercício Resolvido #5

Use as entalpias de ligação das tabelas abaixo para estimar a entalpia de reação de:

a) N 2 ( g ) + 3   F 2 ( g ) → 2   N F 3 ( g )

b) C H 3 C H = C H 2 ( g ) + H 2 O ( g ) → C H 3 C H O H C H 3 ( g )  

c) C H 4 ( g ) + C l 2 ( g )   → C H 3 C l ( g ) + H C l ( g )

Passo 1

Para analisar a entalpia de reação a partir das entalpias de ligação, precisamos analisar todas as ligações que vão ser quebradas nos reagentes e todas que vão ser formadas nos produtos, para depois fazer a conta:

∆ H r e a ç ã o = H l i g a ç õ e s   q u e b r a d a s - H l i g a ç õ e s   f o r m a d a s

Então vamos por partes:

a) N 2 ( g ) + 3   F 2 ( g ) → 2   N F 3 ( g )

Nos reagentes (ligações que vão ser quebradas), temos:

    N ≡ N                             H l = 944   k J / m o l

3   F - F                       H l = 158   k J / m o l

Nos produtos (ligações que vão ser formadas), temos:

2 .   3   N - F               H l = 195   k J / m o l

OBS: Se você usar a fórmula ∆ H r e a ç ã o = H l i g a ç õ e s   q u e b r a d a s - H l i g a ç õ e s   f o r m a d a s , a própria fórmula já inclui quem é exotérmico e quem é endotérmico, e, portanto, basta somar as energias de ligação sem ter que se ligar no sinal!

Passo 2

Agora vamos calcular:

∆ H r e a ç ã o = H l i g a ç õ e s   q u e b r a d a s - H l i g a ç õ e s   f o r m a d a s

H l i g a ç õ e s   q u e b r a d a s = 944 + 3.158 = 1418   k J  

H l i g a ç õ e s   f o r m a d a s = 6.195 = 1170   k J

∆ H r e a ç ã o = 1418 - 1170 =   + 248   k J

Passo 3

b) C H 3 C H = C H 2 ( g ) + H 2 O ( g ) → C H 3 C H O H C H 3 ( g )

Vamos analisar as ligações dos produtos e dos reagentes:

Fazendo as contas substituindo os valores das tabelas, achamos:

Para os reagentes (ligações quebradas):

H l i g a ç õ e s   q u e b r a d a s   = 6 . H C - H + H C = C + H C - C + 2 . H O - H

H l i g a ç õ e s   q u e b r a d a s   = 6   .   412 + 612 + 348 + 2   .   463

H l i g a ç õ e s   q u e b r a d a s   = 4358   k J

Para os produtos (ligações formadas):

H l i g a ç õ e s   f o r m a d a s = 7 . H C - H + H C - O + 2   .   H C - C +   H O - H

H l i g a ç õ e s   f o r m a d a s = 7   .   412 + 360 + 2   .   348 + 463

H l i g a ç õ e s   f o r m a d a s = 4403   k J

E, então:

∆ H r e a ç ã o = H l i g a ç õ e s   q u e b r a d a s - H l i g a ç õ e s   f o r m a d a s

∆ H r e a ç ã o = 4358 - 4403 = - 45   k J

Observação: Você vai ver, fazendo exercícios, que algumas ligações estão tanto nos reagentes quanto nos produtos, e quando contamos elas em ligações quebradas e em ligações formadas, é como se adicionássemos para depois retirar! Assim, faz muito mais sentido simplesmente contar as diferenças! Por exemplo, o quadro dessa questão podia ser:

Ou seja:

H l i g a ç õ e s   q u e b r a d a s   = H C = C + H O - H

H l i g a ç õ e s   f o r m a d a s = H C - H + H C - O + H C - C

A conta fica beeem mais fácil e ∆ H r e a ç ã o dá o mesmo!

Passo 4

c) C H 4 ( g ) + C l 2 ( g )   → C H 3 C l ( g ) + H C l ( g )

Analisando as ligações:

Para os reagentes:

  • 4 C - H
  • C l - C l
  • Para os produtos:

  • 3   C - H
  • 1 C - C l
  • 1   H - C l

Eliminando o que aparece tanto nos produtos quanto nos reagentes, para não ter que somar e depois subtrair...

H l i g a ç õ e s   q u e b r a d a s = H C - H + H C l - C l

H l i g a ç õ e s   q u e b r a d a s = 412 + 242 = 654   k J

H l i g a ç õ e s   f o r m a d a s = H C - C l + H H - C l = 338 + 431 = 769   k J

Assim,

∆ H r e a ç ã o = H l i g a ç õ e s   q u e b r a d a s - H l i g a ç õ e s   f o r m a d a s

∆ H r e a ç ã o = 654 - 769 = - 115 k J

Resposta

a) + 248   k J

b) - 45   k J

c) - 115   k J

Exercício Resolvido #6

A entalpia de formação do trinitro-tolueno (TNT) é - 67 k J . m o l - 1 e a densidade, 1,65 g . c m - 3 . Em princípio, ele poderia ser usado como combustível de foguetes, com os gases formados na decomposição saindo para dar o impulso necessário. Na prática, é claro, ele seria extremamente perigoso como combustível, porque é sensível ao choque. Explore seu potencial como combustível de foguete, calculando a densidade de entalpia (a entalpia liberada por litro) na reação:

4   C 7 H 5 N 3 O 6 s + 2 1   O 2 g → 28   C O 2 g + 10   H 2 O g + 6   N 2 ( g )

Dados:

∆ H f H 2 O , g = - 241,82 k J

∆ H f C O 2 , g = - 393,51 k J

Passo 1

Como os dados são as entalpias de formação de duas das substâncias, vamos calcular o ∆ H r e a ç ã o à partir dos ∆ H f !

Vamos lembrar que, para fazer isso, precisamos calcular:

∆ H r e a ç ã o = ∑ n ∆ H f p r o d u t o s -   ∑ n ∆ H f ( r e a g e n t e s )

Começando pelos reagentes...

∑ n ∆ H f r e a g e n t e s = 4 x ∆ H f T N T + 21 x ∆ H f O 2 , g

= 4   m o l   x   - 67 k J . m o l - 1 + 0 = - 268 k J

O ∆ H f O 2 , g = 0   porque é uma substância pura em sua forma mais estável. 😊

Para os produtos:

∑ n ∆ H f ( p r o d u t o s ) = 28 x ∆ H f C O 2 + 10 x ∆ H f H 2 O + 6 x ∆ H f ( N 2 )

= 28 x - 393,51 + 10 x - 241,82 + 6 x 0 = - 13436,48 k J

Assim,

∆ H r e a ç ã o = - 13436,48 - - 268 = - 13168,48 k J

Passo 2

Esse ∆ H r e a ç ã o foi calculado para a queima de 4 mols de TNT!

Para calcularmos a entalpia liberada por litro, vamos precisar da massa molar e da densidade.

M M   T N T = 227 g

4   m o l s   T N T - 908 g - 13168,48 k J   l i b e r a d o s

Ao mesmo tempo, temos a densidade, que diz que:

1 m l - 1,65 g

1000 m l - 1650 g  

Ou seja, 1 litro de TNT tem 1650gramas! Para calcular o calor liberado por litro:

908 g - 13168,48 k J

1650 g - x

x = 23929,5   k J

O calor liberado por litro de tolueno é, então, 23,9   x   10 3   k J . l - 1 !

(Por mais que pareça um absurdo, é bem coerente com um explosivo, que precisa mesmo liberar muito calor na explosão ahahah)

Resposta

23,9   x   10 3   k J . l - 1

Exercício Resolvido #7

Use as entalpias padrão de formação abaixo e calcule a entalpia padrão da reação do ácido nítrico puro com hidrazina:

4   H N O 3 l + 5   N 2 H 4 l   → 7   N 2 g + 12   H 2 O ( l )

Dados:

∆ H f o H 2 O l = - 285,83 k J

∆ H f o H N O 3 l = - 174,10 k J

∆ H f o N 2 H 4 l = + 50,63 k J

Passo 1

Para calcular a entalpia padrão de reação à partir das entalpias de formação de cada componente, vamos fazer:

∆ H r e a ç ã o o = ∑ n ∆ H f o p r o d u t o s -   ∑ n ∆ H f o ( r e a g e n t e s )

Começando pelos reagentes, podemos calcular:

∑ n ∆ H f o ( r e a g e n t e s ) = 4 x   - 174,1 + 5 x   50,63 = - 443,25   k J

Já para os produtos...

∑ n ∆ H f o p r o d u t o s = 7 x   0 + 12 x   - 285,83 = - 3429,96   k J

Lembrando que, como o N 2 ( g ) é uma substância pura na sua forma mais estável, sua entalpia de formação é 0!

Assim,

∆ H r e a ç ã o o = - 3429,96 - - 443,25 = - 2986,71   k J

Resposta

∆ H r e a ç ã o o = - 2986,71   k J

Exercício Resolvido #8

Calcule a entalpia de reação de síntese do gás brometo de hidrogênio, H 2 g + B r 2 l → 2   H B r ( g ) , a partir das seguintes informações:

N H 3 g + H B r g → N H 4 B r s                         ∆ H o = - 188,32 k J

N 2 g + 3   H 2 g   → 2   N H 3 g                           ∆ H o = - 92,22 k J

N 2 g + 4   H 2 g + B r 2 l → 2   N H 4 B r s               ∆ H o = - 541,66 k J

Passo 1

Temos 3 reações e queremos chegar a uma reação global final. Vocês já sabem pra onde isso tá indo né?

Lei de Hess! Vamos manipular as três reações que nós temos para achar a reação final e depois somar as 3 (e suas respectivas entalpias) para achar a entalpia da reação global! 😊

R e a ç ã o   g l o b a l :   2   H 2 g + B r 2 l → 2   H B r ( g )

I .             N H 3 g + H B r g → N H 4 B r s                         ∆ H o = - 188,32 k J

I I .           N 2 g + 3   H 2 g   → 2   N H 3 g                           ∆ H o = - 92,22 k J

I I I .           N 2 g + 4   H 2 g + B r 2 l → 2   N H 4 B r s               ∆ H o = - 541,66 k J

A gente já sabe que precisa achar os reagentes da reação global, não é? Então primeiro, vamos organizar em cada etapa reacional se os reagentes e os produtos estão do lado certo!

Na I . já vemos que o H B r está como reagente, sendo que na reação global ele é produto! Ou seja, precisamos inverter essa reação e pegar seu sentido inverso:

N H 4 B r s → N H 3 g + H B r g                   ∆ H o = + 188,32 k J  

Não se esqueça que com isso a entalpia muda de sinal!

Passo 2

Para a I I . e a I I I . é um pouco mais complicado, e a gente precisa ter bom senso!

As duas parecem estar certas, não é? Já que nas duas o H 2 é um reagente.. Mas, se somarmos elas do jeito que estão, teremos N 2 como reagente na reação global, e ele não é!

Ou seja: precisamos dar um jeito de cortar o N 2 do rolê!

Para fazer isso, vamos inverter a equação I I . , assim, tudo que for formado de N 2 vai ser consumido na reação 3 e o N 2 não vai aparecer na reação global!

Daí agora você pode estar com duas dúvidas:

  1. Por que não inverter a reação 3?
  2. Não invertemos a reação 3 porque, das 3 etapas, só ela tem o B r 2 , um dos reagentes da reação global!

  3. E o H 2 , ele também não vai ser formado na etapa 2 e consumido na etapa 3?

É só a gente olhar pros coeficientes estequiométricos e perceber que a etapa 3 tem 1 mol a mais de H 2 como reagente do que a etapa 2 como produto. Assim, quando somarmos as duas, ainda vai sobrar H 2 do lado dos reagentes.

Ou seja, ficamos com:

I I .             2   N H 3 g →   N 2 g + 3   H 2 g                   ∆ H o = + 92,22 k J

Passo 3

Juntando as 3...

N H 4 B r s → N H 3 g + H B r g                   ∆ H o = + 188,32 k J  

2   N H 3 g →   N 2 g + 3   H 2 g                   ∆ H o = + 92,22 k J

N 2 g + 4   H 2 g + B r 2 l → 2   N H 4 B r s               ∆ H o = - 541,66 k J

Para sumir com os intermediários de reação, precisamos multiplicar a primeira etapa por 2! Assim, podemos somar as 3 etapas e achar:

2   N H 4 B r s → 2   N H 3 g + 2   H B r g                   ∆ H o = + 376,64 k J  

2   N H 3 g →   N 2 g + 3   H 2 g                   ∆ H o = + 92,22 k J

N 2 g + 4   H 2 g + B r 2 l → 2   N H 4 B r s               ∆ H o = - 541,66 k J

Tudo que estiver do lado dos produtos e dos reagentes vai ser cortado da reação global quando somarmos as 3 etapas:

2   N H 4 B r s → 2   N H 3 g + 2   H B r g                   ∆ H o = + 376,64 k J  

2   N H 3 g →   N 2 g + 3   H 2 g                   ∆ H o = + 92,22 k J

N 2 g + 4   H 2 g + B r 2 l → 2   N H 4 B r s               ∆ H o = - 541,66 k J

H 2 g + B r 2 l → 2   H B r g                                 ∆ H o = - 72,8   k J

Resposta

∆ H r e a ç ã o = - 72,8 k J

Exercício Resolvido #9

Calcule a entalpia padrão de formação do pentóxido de dinitrogênio a partir dos seguintes dados:

2   N O g + O 2 g → 2   N O 2 g           ∆ H o = - 114,1 k J

4   N O 2 g + O 2 g   → 2   N 2 O 5 g                 ∆ H o =   - 110,2 k J

E da entalpia padrão de formação do óxido nítrico, ∆ H f o N O = + 90,25 k J

Passo 1

Esse problema é bem inteligente, já que, quando a gente vê 2 reações, o instinto que a gente tem é somar as duas e tentar aplicar a lei de Hess, não é?

Mas não é por aí não! Ó: quando ele dá o ∆ H da primeira reação e a entalpia padrão de formação do N O , ele dá todos os dados que você precisa para calcular a ∆ H f o N O 2 !

Com esse dado, a gente pode usar o ∆ H o   da segunda reação e calcular a entalpia de formação do N 2 O 5 ( g ) , já que a entalpia de formação do O 2 g é 0.

Vamos com calma...

Primeiro, vamos usar a primeira equação para calcular a entalpia de formação do N O 2 :

∆ H r e a ç ã o o = ∑ n ∆ H f o p r o d u t o s -   ∑ n ∆ H f o ( r e a g e n t e s )

Para a primeira equação isso dá:

∆ H r e a ç ã o o = 2   x ∆ H f o N O 2 - 2 x   ∆ H f o N O - 2 x   ∆ H f o O 2

- 114,1 = 2 x ∆ H f o N O 2 - 2 x ( 90,25 )  

2 x ∆ H f o N O 2 = 66,4

∆ H f o N O 2 = 33,2 k J

Passo 2

Agora, usando a segunda equação, vamos achar o ∆ H f o N 2 O 5 :  

4   N O 2 g + O 2 g   → 2   N 2 O 5 g                 ∆ H o =   - 110,2 k J

∆ H r e a ç ã o o = ∑ n ∆ H f o p r o d u t o s -   ∑ n ∆ H f o ( r e a g e n t e s )

Ou seja,

∆ H r e a ç ã o o = 2 x   ∆ H f o N 2 O 5 - 4 x   ∆ H f o N O 2 - ∆ H f o O 2

Substituindo valores:

- 110,2 = 2 x   ∆ H f o N 2 O 5 - 4 x 33,2

2 x   ∆ H f o N 2 O 5 = 22,6

∆ H f o N 2 O 5 = 11,3 k J

Resposta

∆ H f o N 2 O 5 = 11,3 k J / m o l

Exercícios de Livros Relacionados

7.103 Um automóvel experimental usa hidrogênio como combustível. No começo de uma corrida de teste, o tanque rígido de 30,0 L admitiu 16,0 atm de hidrogênio em 298 K. No fim da corrida, a temperatura
7.83 Use as entalpias de ligação das Tabelas 7.7 e 7.8 para estimar a entalpia de reação de(a) N 2 g + 3F 2 g → 2N F 3 g (b) C H 3 C H = C H 2 g + H 2 O g → C H 3 C H O H C H 3 g (c) C H 4 g + C l 2 g
7.89- Derive a lei de Kirchhoff para uma reação da forma A + 2 + B → 3 C + D , levando em conta a variação de entalpia molar de cada substância quando a temperatura aumenta de T 1 até T 2 .
7.53 O ácido clorídrico oxida o metal zinco em uma reação que produz gás hidrogênio e íons cloreto. Uma peça de metal de massa 8,5g foi colocada em um aparelho que contém 800m L de 0,500 M de H C l (
7.49 Em uma reação, em pressão constante, ∆ H = - 15k J , e 22 kJ de trabalho de expansão foram realizados pelo sistema. Qual é o valor de ∆ U no processo?