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Lei de Hess
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Considerando as seguintes reações genéricas,
A ® B DH1 = -10KJ
B ® C DH2 = -20KJ
C ® D DH3 = -30KJ
vamos supor que desejamos saber o DH relacionado com a transformação:
A ® D DH = ? KJ
Se colocarmos todas reações em um diagrama de entalpia teremos:
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Analisando o diagrama, percebemos facilmente que
DH = DH1 + DH2 + DH3
DH = (-10) + (-20) + (-30)
DH = -60KJ
Tal raciocínio exemplifica a lei de Hess, enunciada pelo químico russo Germain Hess em 1840. Segundo esta lei, o valor da variação de entalpia (DH) de um processo independe das etapas intermediárias. O DH depende apenas do estados inicial e final do processo. Este enunciado é uma importante conseqüência da 1º Lei da Termodinâmica.
A lei de Hess pode ser usada para calcular variações de entalpia que não podem ser medidas diretamente. Por exemplo, a entalpia de formação do metano a partir de carbono e hidrogênio
C(s) + 2H2 ® CH4(g) AH = ?
é mais facilmente obtida a partir dos valores de DH para a combustão de carbono, hidrogênio e metano:
C(s) + O2 ® CO2(g) AH = -393,5 kJ
H2(g) + ½ O2 ® H2O(l) AH = -285,8 kJ
CH4(g) + 2 O2 ® CO2(g)+2H2O(l) AH = -890,4 kJ
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Podemos obter o valor de DH para a formação do metano combinando as equações (2), (3) e (4). Inicialmente, multiplicamos a equação (3) por 2, já que na equação (1) temos 2 H2 no lado esquerdo. Devemos também inverter a equação (4) para que o metano (CH4) seja um produto. Por fim, podemos somar as três equações e os valores de DH. O DH total obtido é a variação de entalpia para a formação do metano a partir de carbono e hidrogênio:
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Note que quando invertemos a equação (4), o sinal do DH para esta reação mudou. Se uma reação é endotérmica em uma direção, ela deve ser exotérmica na direção oposta e vice versa. Cancelando os termos que aparecem dos dois lados da reação desejada teremos:
C(s) + 2 H2(g) ® CH4(g) AH = -74,7 kJ
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Para que os resultados sejam corretos devemos trabalhar com equações termoquímicas devidamente balanceadas.
Uma conseqüência da lei de Hess é o fato de podermos calcular o DH da reação conhecendo os DH de calor de formação das substâncias envolvidas:
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EXEMPLO
Dados os calores de formação (DHf) de reagentes e produtos calcular o DH do processo:
CH4(g) + 2 O2(g) ® CO2(g) + 2 H2O(l)
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Dados os calores de formação:
DHf(CH4, g) = - 76,01 kJ/mol
DHf (O2, g ) = 0 kJ /mol
DHf(CO2, g) = - 392,9 kJ/mol
DHf (H2O, l ) = -284,2 kJ/mol
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