Qual será o calor absorvido na reação a seguir quando a quantidade de carbono for igual a 72 g

Os cálculos com a lei de Hess são realizados quando se deseja determinar a quantidade de calor liberado (processo exotérmico) ou absorvido (processo endotérmico) em uma reação química que é processada em mais de uma etapa (reação não elementar).

A questão é que, quando requeridos em um exercício, os cálculos com a lei de Hess geralmente envolvem uma ou mais das situações propostas abaixo:

• Exercício que apresenta a equação de uma reação global, e também as equações de suas etapas, requerendo a variação de entalpia da reação global;
• Exercício que não apresenta a equação da reação global, mas fornece as equações de suas etapas, requerendo a variação de entalpia da reação global;
• Exercício que pede para determinar a variação da entalpia de uma reação global relacionada a uma determinada massa (em gramas, quilogramas, etc).

Porém, independentemente da situação que o cálculo com a lei de Hess envolver, é fundamental que saibamos as características dessa lei (para revisá-la, clique aqui). Conheça alguns exemplos relacionados aos cálculos com a lei de Hess:

1º Exemplo: (Unificado-RJ) O gás hilariane (N2O) tem características anestésicas e age sobre o sistema nervoso central, fazendo com que as pessoas riam de forma histérica. Sua obtenção é feita a partir de decomposição térmica do nitrato de amônio (NH4NO3), que se inicia a 185 °C, de acordo com a seguinte equação:

NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(g)

No entanto, o processo é exotérmico e a temperatura fornecida age como energia de ativação. Sabe-se que as formações das substâncias N2O, H2O e NH4NO3 ocorrem por meio das seguintes equações termoquímicas:

N2(g) + ½ O2(g) → N2O(g) – 19,5 kcal

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) + 57,8 kcal

N2(g) + 2 H2(g) + 3/2 O2(g) → NH4NO3(s) + 87,3 kcal

A quantidade de calor liberada, em Kcal, no processo de obtenção do gás hilariante é:

a) 8,8

b) 17,6

c) 28,3

d) 125,6

e) 183,4

Resolução: Como podemos observar, o enunciado apresenta a equação da reação global:

NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(g)

Também são apresentadas suas etapas, possuindo cada uma delas as respectivas entalpias:

N2(g) + ½ O2(g) → N2O(g) – 19,5 kcal ou ∆H = + 19,5 Kcal (já que está subtraindo ao produto, ou seja, está sendo absorvido);

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) + 57,8 kcal ou ∆H = - 57,8 Kcal (já que está somando ao produto, ou seja, está sendo liberado);

N2(g) + 2 H2(g) + 3/2 O2(g) → NH4NO3(s) + 87,3 kcal ou ∆H = - 87,3 Kcal (já que está somando ao produto, ou seja, está sendo liberado).

Para determinar o ∆H da reação global, devemos somar os ∆Hs das etapas fornecidas, desde que elas estejam obedecendo à equação global. A seguir, essa análise será realizada:

• Etapa 1: N2(g) + ½ O2(g) → N2O(g)

Essa etapa obedece à equação global, pois o aparece no produto da equação global com apenas 1 mol, exatamente como está representada nessa etapa. Logo, seu ∆H continua valendo.

• Etapa 2: H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g)

Essa etapa não obedece à equação global, pois o H2O aparece no seu produto com 2 mol, e, nessa etapa, temos 1 mol. Por isso, essa etapa deve ser multiplicada por 2, o que também é feito com seu ∆H. Assim, o ∆H da etapa 2 vale, na realidade, 115,6 Kcal.

• Etapa 3: N2(g) + 2 H2(g) + 3/2 O2(g) → NH4NO3(s)

Essa etapa não obedece à equação global, pois o NH4NO3(s) aparece na global, entre os reagentes, com 1 mol, enquanto nessa etapa ele está no produto. Por isso, essa etapa deve ser invertida, o que também é feito com seu ∆H. Portanto, o ∆H da etapa 3 vale, na realidade, + 87,3 Kcal.

Assim, o cálculo com a lei de Hess da reação global desse exercício será feito da seguinte forma:

∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3

∆H = + 19,5 + (- 115,6) + (+ 87,3)

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∆H = 19,5 – 115,6 + 87,3

∆H = - 8,8 Kcal

2º Exemplo- Um dos combustíveis que vem sendo utilizado em substituição à gasolina é o gás propano (C3H8). Isso porque ele é um combustível econômico e menos poluente, preocupações fundamentais no que tange aos fatores econômicos e ambientais. As equações termoquímicas abaixo antecedem a combustão do propano, ou seja, são as equações fundamentais para a queima do propano:

I. C(graf) + O2(g) → CO2(g) →H = –393,5 kJ/mol

II. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) →H = –241,8 kJ/mol

III. 3 C(graf) + 4 H2(g) → C3H8(g) →H = –103,8 kJ/mol

Baseando-se nessas informações, assinale a alternativa que apresenta a quantidade de calor liberada a partir da combustão de 40 Kg de gás propano.

a) 4,58.106 kJ.

b) 5,58.106 kJ.

c) 1,86.106 kJ.

d) 1,86.103 kJ.

e) 5,58.103 kJ.

Resolução: Nesse exemplo, o exercício fornece as etapas da reação de combustão do propano com suas variações de entalpia, porém não fornece a equação da reação global. Além disso, pede para determinar a variação de entalpia da reação global a partir de uma massa.

Para resolver uma questão como essa, utilizando os cálculos com a lei de Hess, é fundamental que, antes de mais nada, realizemos a construção e o balanceamento da reação global do processo. Se é a combustão do propano, portanto, reage com gás oxigênio (O2), formando dióxido de carbono (CO2) e água (H2O):

C3H8(g) + 5 O2(g) →3 CO2(g) + 4 H2O(g)

Após a construção e balanceamento da equação global, devemos realizar os seguintes passos:

1º Passo: Análise das etapas da reação global para verificar se elas estão obedecendo à equação global. Essa análise é feita a seguir:

• Etapa 1: C(graf) + O2(g) → CO2(g)

Essa etapa não obedece à equação global, pois o CO2 aparece na global no produto com 3 mol, enquanto que na etapa temos 1 mol dela. Por isso, essa etapa deve ser multiplicada por 3, o que também é feito com seu ∆H. Dessa forma, o ∆H da etapa 1 vale, na realidade, 1180,5 KJ.

• Etapa 2: H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g)

Essa etapa não obedece à equação global, pois o H2O aparece na global no produto com 4 mol, enquanto que, nessa etapa, temos 1 mol. Dessa forma, essa etapa deve ser multiplicada por 4, o que também é feito com seu ∆H. Assim, o ∆H da etapa 2 vale, na realidade, 967,2 KJ.

• Etapa 3: 3 C(graf) + 4 H2(g) →C3H8(g)

Essa etapa obedece à equação global, pois o NH4NO3(s) aparece na global como reagente com 1 mol e, nessa etapa, está no produto com 1 mol. Por isso, essa etapa deve ser invertida, o que também é feito com seu ∆H. Dessa forma, conclui-se que o ∆H da etapa 3 vale, na realidade, + 103,8 KJ.

2º Passo: Determinar o ∆H da equação global.

O cálculo com a lei de Hess do ∆H da reação global será feito da seguinte forma:

∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3

∆H = – 1180,5 + (– 967,2) + (+ 103,8)

∆H = – 1180,5 – 967,2 + 103,8

∆H = - 2043,9 KJ

3º Passo: Determinar a energia liberada com relação à massa fornecida pelo exercício:

A massa molar é trabalhada em gramas, por isso, a massa fornecida pelo exercício (40 Kg) deve ser transformada em grama (multiplicando por 1000), o que resulta em 40000 gramas.

Para obter o que é solicitado, basta montar uma regra de três utilizando a massa molar do propano e a energia liberada, já que no passo anterior descobrimos que 1 mol de combustão do propano libera 2043,9 KJ de energia.

1 mol deC3H8 -----------44 g----------------2043,9 KJ

40000 g------------x

44.x = 40000.2043,9

44x = 81756000

x = 81756000
     44

x = 1858090,90 KJ

ou

x = 1,86.106 KJ liberados

Entalpia de combustão corresponde à energia liberada, na forma de calor, em uma reação de combustão de 1 mol de substância.

Visto que as reações de combustão são sempre exotérmicas – como a queima da madeira ou da gasolina –, o valor da entalpia de combustão será negativo, menor que zero (?H < 0), pois, em razão do calor ser liberado, a energia dos produtos será menor que a dos reagentes.

As reações que são classificadas como de combustão são aquelas em que uma substância, que é denominada combustível, reage com o gás oxigênio (comburente). Existem dois tipos de reações de combustão, a completa e a incompleta. Quando a reação de combustão é completa, isto é, quando libera como produtos somente dióxido de carbono (CO2 – também comumente conhecido por gás carbônico) e água (H2O), dizemos que está na condição padrão. Por isso, a entalpia ou, mais corretamente, variação da entalpia, é denominada entalpia-padrão de combustão (?H0combustão) ou calor-padrão de combustão.

Esse tipo de reação se dá com compostos que possuem apenas carbono, hidrogênio e oxigênio como a grafite*, os hidrocarbonetos, os álcoois e os carboidratos. Veja alguns exemplos abaixo:

• Combustão completa do metano, CH4(g)

CH4(g) + ½ O2 → 1 CO2(g) + 2 H2O    ?H0combustão = -890,4 kJ/mol

• Combustão completa do butano, C4H10(g)

2 C4H10(g)+  13O2 → 8 CO2(g) + 10 H2O   ?H0combustão = -2878,6 kJ/mol

• Combustão completa do etanol, C2H6O(l)

1 C2H6O(l)+ 3O2 → 2 CO2(g) + 3 H2O   ?H0combustão = -1368 kJ/mol

No entanto, se a reação for incompleta, ou seja, se liberar monóxido de carbono (CO) e água (H2O) ou carbono elementar (C(s)), não será a variação da entalpia-padrão de combustão, mas apenas o cálculo da variação de entalpia, como nos dois casos a seguir:

• Combustão incompleta do metano, CH4(g)

CH4(g) + 3/2 O2 → 1 CO(g) + 2 H2O    ?H = -520 kJ/mol

• Combustão incompleta do butano, C4H10(g)

CH4(g)+  O2 → C(s) + 2 H2O(?)             ?H = -408,5 kJ/mol

* Nesse caso, nos referimos apenas ao grafite porque a entalpia-padrão de combustão pressupõe a forma alotrópica mais estável. Assim, ao mencionar a combustão do carbono, nos referimos normalmente ao grafite, que é a forma alotrópica mais estável. No entanto, quando se estuda a queima do diamante, sua forma alotrópica deve ser citada.