UESB Caderno 3 2012
A lei de Germain Henry Hess tem importância fundamental no estudo de termoquímica e estabelece que a variação da entalpia de uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação. Desse modo, considerando-se as equações termoquímicas I, II e III, é possível calcular, aplicando-se a Lei de Hess, a variação de entalpia da reação química representada em IV.
Levando-se em consideração essas informações e as equações termoquímicas I, II e III, e a equação química IV, é correto afirmar:
As variações de entalpia do CO2(g) e da H2O(ℓ) não são de formação porque o carbono e a água, respectivamente, se encontram na forma de grafite e no estado líquido.
A equação termoquímica III representa a reação química de síntese do CO2(g) e da H2O(ℓ).
A variação de entalpia da equação termoquímica IV é, aproximadamente, igual a −72,0kJ.
A variação de entalpia da equação termoquímica II é mantida inalterada no cálculo da variação de entalpia da equação química IV.
A hidrogenação do grafite é uma reação química endotérmica.
Resolução
Dados experimentais
\[\begin{aligned} \text{I. }&\;\text{C(grafite)}+\text{O}_2(g)\;\longrightarrow\;\text{CO}_2(g) && \;\;\;\;\; \Delta H_1 =-395,0\,\text{kJ}\\[2pt] \text{II. }&\;\text{H}_2(g)+\tfrac12\,\text{O}_2(g)\;\longrightarrow\;\text{H}_2\text{O}(\ell) && \;\;\;\;\; \Delta H_2 =-286,0\,\text{kJ}\\[2pt] \text{III. }&\;\text{CH}_4(g)+2\,\text{O}_2(g)\;\longrightarrow\;\text{CO}_2(g)+2\,\text{H}_2\text{O}(\ell) && \;\;\;\;\; \Delta H_3 =-895,0\,\text{kJ}\\[6pt] \text{IV. }&\;\text{C(grafite)}+2\,\text{H}_2(g)\;\longrightarrow\;\text{CH}_4(g) && \;?\end{aligned}\]
A reação IV (hidrogenação do grafite) deve ser obtida a partir das reações I, II e III, usando a Lei de Hess.
1. Ajuste das equações
• Para que o \(\text{CO}_2\) e a \(\text{H}_2\text{O}\) sejam cancelados, inverte-se a equação III (mudando o sinal de \(\Delta H\)) e multiplica-se a equação II por 2, pois em III aparecem 2 mols de água:
\[\boxed{\text{III (invertida):}\;\;\text{CO}_2(g)+2\,\text{H}_2\text{O}(\ell)\longrightarrow\text{CH}_4(g)+2\,\text{O}_2(g)}\quad\;\Delta H_{\text{inv}}=+895\,\text{kJ}\]
\[\boxed{2\times\text{II}:}\;\;2\,\text{H}_2(g)+\text{O}_2(g)\longrightarrow2\,\text{H}_2\text{O}(\ell)\quad\;\Delta H_{2\times\text{II}}=2(-286)=-572\,\text{kJ}\]
2. Soma das etapas
Somando I + (2 II) + (–III):
C(grafite) + O₂(g) → CO₂(g) (–395 kJ) 2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(ℓ) (–572 kJ) CO₂(g) + 2 H₂O(ℓ) → CH₄(g) + 2 O₂(g) (+895 kJ) ────────────────────────────────────────────────────────────────────── C(grafite) + 2 H₂(g) → CH₄(g) (ΔH₄)
Todos os intermediários (\(\text{CO}_2,\;\text{H}_2\text{O},\;\text{O}_2\)) se cancelam, restando exatamente a equação IV.
3. Cálculo de \(\Delta H_4\)
\[\Delta H_4=\Delta H_1+2\Delta H_2+\Delta H_{\text{inv}}\]
\[\Delta H_4=(-395) + (-572) + (+895)\;\text{kJ}\]
\[\Delta H_4\approx -72\,\text{kJ}\]
Valor negativo ⇒ reação exotérmica.
Conclusão
A alternativa correta é a (C): “A variação de entalpia da equação termoquímica IV é, aproximadamente, igual a −72,0 kJ”.
Dicas
Erros Comuns
Lei de Hess
A variação de entalpia total de um processo depende apenas dos estados inicial e final. Portanto, pode-se somar (ou subtrair) reações intermediárias, ajustando-as por multiplicação ou inversão, e somar algebricamente seus \(\Delta H\) para obter o \(\Delta H\) da reação desejada.
Entalpia de formação padrão (\(\Delta H_f^\circ\))
- Formação de 1 mol de substância, a partir dos elementos em seu estado padrão (25 °C, 1 atm).
- Estados padrão: C (grafite), O2(g), H2(g), H2O(ℓ) etc.
Reações exo × endotérmicas
- \(\Delta H < 0\): liberação de calor (exotérmica).
- \(\Delta H > 0\): absorção de calor (endotérmica).
