Química - Pré-Vestibular Impacto - Lei de Hess

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(SF-M e N/ CN(N)
 
 
 
 
 
 
 
 
 
LEI DE HESS 
Frente: 03 Aula: 22 
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PROFº: JAIRO CUNHA 
 
m Várias transformações químicas, pode-se determinar de forma experimental os valores de ∆H 
por meio do uso de calorímetros. No entanto, há muitos processos nos quais tal verificação ou é 
imprecisa ou é impossível. Nesses casos, os valores de ∆H podem ser previstos por meio da Lei 
de Hess, nome dado em homenagem ao químico suíço Germain Henri Hess (1802-1850), considerado o 
fundador da Termoquímica. 
A Lei de Hess pode ser enunciada da seguinte maneira: 
 Se um processo puder ser realizado por vários caminhos, constituídos por diferentes números de 
etapas, endotérmicas ou exotérmicas, o valor do ∆H global do processo: 
 
• não depende do número de etapas. 
• não depende do tipo de cada etapa. 
• só depende dos estados inicial e final. 
• será dado pela soma algébrica dos valores dos ∆H de cada etapa: ∆Htotal= ∆H1 + ∆H2 + ... + ∆Hn. 
 
 
Qualquer que seja o caminho, o valor do ∆Htotal depende apenas dos valores de ∆Hinicial e ∆Hfinal. 
 
 Observe, por exemplo, a combustão da amônia – uma das etapas da produção industrial de ácido nítrico -, dada 
pela seguinte equação: 
 
4 NH3 + 7 O2 ⎯→⎯ 4 NO2 + 6 H2O 
 
 Para determinar o valor de ∆H desse processo, parte-se das seguintes reações, representadas pelas seguintes 
equações; 
 
Equação 1: N2 + 3 H2 ⎯→⎯ 2 NH3 ∆H = - 92 kj 
Equação 2: N2 + 2O2 ⎯→⎯ 2 NO2 ∆H = + 68 kj 
Equação 3: H2 + ½ O2 ⎯→⎯ H2O ∆H = - 286 kj 
 
É possível valer-se de algumas estratégias para o cálculo do valor de ∆H como: alterar as equações das 
etapas, de modo que a soma algébrica delas origine a equação termoquímica com o valor de ∆H a ser previsto; 
multiplicar ou dividir as equações por números diferentes de zero e inverter as equações. 
Pela observação da equação com valor de ∆H desconhecido, aplicam-se, então, as estratégias; 
 
• Equação 1: será invertida e multiplicada por 2. O valor do ∆H correspondente terá sinal trocado e será multiplicado 
por 2: 
 • Equação 2: será multiplicada por 2. 
 • Equação 3: será multiplicada por 6. 
 
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A partir dessas três equações transformadas, efetua-se a soma algébrica. O resultado será a equação com o 
valor de ∆H a ser calculado: 
 
Por fim, aplica-se a Lei de Hess: 
 
Substituem-se os valores numéricos e efetuam-se os cálculos: 
 
Em resumo, é possível lidar com as equações termoquímicas como se elas fossem equações algébricas, ou 
seja, é possível multiplicá-las, dividi-las, somá-las e subtraí-las. Tudo o que for feito com uma equação, também 
deverá ser feito para determinar o valor de seu ∆H, como se observou no exemplo. 
 
EXERCÍCIOS 
01. (UF-PE) B5H9 é extremamente inflamável, produzindo uma centelha verde quando exposto ao ar. A combustão 
desse composto de acordo com a reação 2 B5H9(g) + 12 O2(g) ⇔ 5 B2O3(s) + 9 H2O(l) libera 2 155 kcal. 
 
A combustão do diborano, de acordo com a reação 5 B2H6(g) + 15 O2(g) ⇔ 5 B2O3(s) + 15 H2O(l) libera 2 575 kcal. 
 
Sabendo que o B5H9 pode ser produzido a partir do diborano, B2H6, pela reação 5 B2H6(g) + 3 O2(g) ⇔ 2 B5H9(g) + 6 
H2O(g). Responda: Qual o calor liberado nessa reação, em kcal/mol de B2H6(g)? 
 
 
02. (Unicamp-SP) As variações de entalpia (∆H) do oxigênio, do estanho e dos seus 
óxidos, a 298 K e 1 bar, estão representadas no diagrama ao lado. 
 
Assim, a formação do SnO(s), a partir dos elementos, corresponde a uma variação de 
entalpia de -286 kJ/mol. 
 
a) Calcule a variação de entalpia ( ∆H1) correspondente à decomposição do SnO2(s) nos 
respectivos elementos, a 298 K e 1 bar. 
b) Escreva a equação química e calcule a respectiva variação de entalpia ( ∆H2) da reação 
entre o óxido de estanho (II) e o oxigênio, produzindo o óxido de estanho (IV), a 29è K e 1 
bar. 
 
03. (Vunesp-SP) Dadas as equações termoquímicas: 
 
I – Pb(s) + Cl2(g) Æ PbCl2(s) ∆H f0= -359,4 kj 
II – Pb(s) + 2 Cl2(g) Æ PbCl4(l) H f0= -329,3 kj 
 
Para a reação PbCl2(s) + Cl2(g) Æ PbCl4(l), variação de entalpia (AHº) é: 
 
a) +30,1 kJ 
b) -30,1 kJ 
c) +688,7 kJ 
d) -688,7 kJ 
e) -60,2 kJ 
 
04. Os propelentes de aerossol são normalmente clorofiuorcarbonos (CFCs), como freon11 (CFCIa) e freon-12 (CF2Cl2). 
Tem sido sugerido que o uso continuado destes pode reduzir a blindagem de ozônio na estratosfera, com resultados 
catastróficos, para os habitantes de nosso planeta. 
 
Na estratosfera, os CFCs e o O2 absorvem radiação de alta energia e produzem, respectivamente, átomos Cl (que têm 
efeito catalítico para remover ozônio) e átomos O. Dadas as equações termoquímicas: 
 
O2 + Cl Æ CIO +O ∆H = +64 kcal 
O3 + Cl Æ CIO + O2 ∆H = -30 kcal 
 
Calcule o valor de ∆H, em módulo e em quilocalorias, para a reação da remoção de ozônio, representada pela equação 
O3+ O Æ 2O2.