Lei de Hess

Por Júlio César Lima Lira

Numa reação química, o balanço total de energia resulta na denominada variação de entalpia. Desse modo, se um processo é intermediado por vários outros, as diversas variações de entalpia, quando somadas, resultam numa final.

Observe a reação de síntese do metano:

C_(grafite) + 2 H_2(g) ⇔ CH_4(g) ΔH = – 17,82 kcal

Através da variação entálpica, percebe-se que a reação é moderadamente exotérmica. Entretanto, não é tão direta quanto parece. Muitas vezes, uma dada reação química é consequência de várias outras.

A síntese de metano é exemplo de uma sucessão de reações químicas com variações de entalpia particulares:

C_(grafite) + O_2(g) ⇔ CO_2(g) ΔH = – 94,05 kcal

H_2(g) + ½ O_2(g) ⇔ H₂O_(l) ΔH = 68,32 kcal

CO_2(g) + 2 H₂O_(l) ⇔CH_4(g) + 2 O_2(g) ΔH = + 212,87 kcal

Observe que se multiplicarmos a segunda equação por 2, de modo a balancear as moléculas de água na soma de todas as equações, obteríamos a reação final de grafite e hidrogênio gerando metano:

C_(grafite) + O_2(g) ⇔ CO_2(g) ΔH = – 94,05 kcal

(H_2(g) + ½ O_2(g) ⇔ H₂O_(l) ΔH = -68,32 kcal).2                                +

CO_2(g) + 2 H₂O_(l) ⇔CH_4(g) + 2 O_2(g) ΔH = + 212,87 kcal

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C_(grafite) + 2 H_2(g) ⇔ CH_4(g) ΔH = – 17,82 kcal

Ou seja, mesmo que uma possível reação direta entre hidrogênio e carbono fosse possível, teria a mesma variação entálpica que a soma das variações das reações intermediárias. Observe que embora a entalpia na segunda reação seja negativa, após a multiplicação por 2, ela continuará negativa (a “regra de sinais” da matemática não deve ser utilizada aqui).

Assim é enunciada a lei de Hess:

A variação entálpica de uma reação química depende apenas dos estágios inicial e final da mesma. Não importando, portanto, os processos intermediários.

Essa lei pode ser aplicada a qualquer sistema de equações quando se deseja definir a variação de entalpia total. Mas, vale lembrar que invertendo a equação, troca-se o sinal do ΔH correspondente a ela; do mesmo modo, multiplicando a equação por um número qualquer, multiplica-se o ΔH pelo mesmo número.

Exercício: (FUVEST) O Benzeno pode ser obtido a partir de hexano por reforma catalítica. Considere as reações de combustão:

H_2(g) + ½ O_2(g) -> H₂O_(l) ΔH = -286 KJ/mol

C₆H_6(l) + 15/2 O_2(g) -> 6CO_2(g) + 3H₂O_(l) ΔH = -3268 KJ/mol

C₆H_14(l) + 19/2 O_2(g) -> 6CO_2(g) + 7H₂O_(l) ΔH = -4163 KJ/mol

Pode-se então afirmar que na formação de 1 mol de benzeno, a partir do hexano, há:

1. Liberação de 249 KJ
2. Absorção de 249 KJ
3. Liberação de 609 KJ
4. Absorção de 609 KJ
5. Liberação de 895 KJ

Solução:

1. Inverte-se a primeira equação multiplicando por 4
2. Inverte-se a segunda equação
3. A terceira equação permanece a mesma

(H₂O_(l) -> H_2(g) + ½ O_2(g)).4                         (ΔH = +286 KJ/mol).4

6CO_2(g) + 3H₂O_(l) -> C₆H_6(l) + 15/2 O_2(g) ΔH = +3268 KJ/mol                 +

C₆H_14(l) + 19/2 O_2(g) -> 6CO_2(g) + 7H₂O_(l)   ΔH = -4163 KJ/mol

______________________________________________________

C6H14(l) -> C6H6(l) + 4H2(g) ΔH = +249 KJ/mol

Assim, a alternativa B está correta: ocorre absorção de 249 KJ a cada mol de benzeno formado.

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