Lei de Hess e variação de entalpia de reação

RKA2G Agora que sabemos um pouco sobre a formação e a mudança na entalpia, o que é entalpia, podemos falar um pouco sobre a lei de Hess. E o que essa lei nos diz é que a mudança de energia de um processo não depende de como vamos de um estado para outro. E na verdade, isso é um subproduto do fato de que a energia é uma variável de estado. Se estivermos falando sobre entalpia ou energia interna, elas são variáveis de estado. E já falamos várias vezes que não depende de quantas etapas precisamos para chegar lá ou qual o caminho você escolhe. Mas como isso será útil para nós quando estamos lidando com reações cotidianas? Vou compor uma reação onde eu tenho que A + B produz... Digamos que isto... produza C + D. E quero descobrir qual foi a mudança na entalpia dessa reação. Ou, essencialmente, quanto calor é absorvido ou liberado por essa reação. Não sei a quantidade, não medi. Tudo que eu tenho são os calores de formação. Tudo que eu sei é: como você vai (eu tenho o calor de formação, chamaria isso de calor de formação). Apesar de chamarmos de calor de formação, na verdade, é a mudança na entalpia, é a mudança padrão na entalpia. Mas a mudança na entalpia, conhecemos como calor. Então, é calor. Mudança na entalpia de formação era a mesma coisa que calor de formação. Esse pequeno sinal de nulidade nos diz que é um calor de formação. Podemos procurar isso em uma tabela e vamos supor um número qualquer. E teremos nosso calor de formação de B, calor de formação delta (Δ). Vou chamá-lo de B. Isso é o calor de formação A, e é um calor de formação padrão. E poderíamos procurar em uma tabela o calor de formação de C, qual é a mudança na entalpia. E depois, o calor de formação de D. Podemos procurar tudo isso em uma tabela, certo? E faremos isso tudo daqui a pouco. Agora, o que a lei de Hess diz é que a mudança na energia, ou a mudança na entalpia, aqui, não depende do que estamos fazendo. Em vez de dizer essa reação, poderíamos dizer: "Vamos partir dessa reação e voltar." Bom, vou fazer isso com outra cor. Vamos voltar para os nossos produtos constituintes, a forma elementar deles. Você sabe, se isso fosse como o dióxido de carbono, você voltaria para o carbono e as moléculas de oxigênio. Você voltaria para a forma elementar. E quanta energia, ou qual é a mudança na entalpia, conforme você volta para a forma elementar? O calor de formação que obteve da forma elementar para A, ou da forma elementar para B, para fazer A e B voltarem para a forma elementar será a subtração deles. Você realizará a reação na direção oposta. Essa mudança será menos delta (-Δ), o calor da formação de A, ou poderia ser menos o calor da desconstrução de A. Você pode quase visualizar. Isso também seria menos a mesma coisa para B. E depois, é apenas a forma elementar. E agora, podemos partir da forma elementar e voltar para os produtos, porque temos os mesmos átomos aqui. Eles estão apenas se reorganizando em dois grupos diferentes de moléculas. Agora, podemos voltar da forma elementar e ir para cá. E sabemos o que é isso, sabemos quanta energia é necessária para ir da forma elementar para C e D. Esses são os calores e de formação. A lei de Hess nos diz que o ΔH dessa reação, a mudança na entalpia dessa reação, essencialmente será a soma do que é necessário para decompor esses elementos, que é menos o calor de formação deles mais o que é necessário para melhorar esses elementos aqui. Se pudéssemos escrever isso apenas como ΔH da formação de C mais ΔH para a formação de D. O calor de formações desses elementos, menos esses elementos. Isso foi o que precisou para obter a forma elementar. Menos calor de formação Δ de A, menos calor de formação Δ de B. Depois você terá o calor da reação: se for negativo, teríamos liberado energia, e se esse número for positivo, isso significa que há mais energia que do que do outro lado. Então, nesse caso, teríamos que absorver energia para que essa reação aconteça. Isso seria endotérmica. Isto tudo é um jeito muito abstrato. E já falei sobre a lei de Hess, portanto, vamos aplicá-la a alguns problemas. Digamos que eu tenha essa reação bem aqui, onde eu começo com amônia. E é gás de amônia. E vou reagir isso com oxigênio molecular para produzir o monóxido de nitrogênio, 4 mols e água. Então, qual o calor dessa reação aqui? O que faremos é ver os calores de formação de cada um. Então, vamos procurá-los, vamos começar com a amônia. Qual é o calor de formação da amônia? E é sempre fornecido em quilojoules por mol para formar 1 mol de amônia. Para formar 1 mol de amônia, vamos olhar aqui... Isso eu copiei e colei do Wikipedia. Estou começando em um estado gasoso ou aquoso? Bem, acho que estou começando no estado gasoso. Adicionei o "g" aqui. A amônia no estado gasoso tem um calor de formação de -45,9 por joule. Então, onde isso vai? Então, -45,9 quilojoules por mol. E isso é só para 1 mol de amônia, o calor de formação. Está em quilojoules. Agora eu procurarei por todos. Agora, qual é o calor de formação do oxigênio? Eu não vou procurar isso agora, porque o oxigênio está em sua forma elementar. Então, se você vir algo na forma em que sempre se encontra, antes de você fazer qualquer coisa, seu calor de formação é zero. Se você vir O₂, seu calor de formação é zero. Se você vir hidrogênio, se você vir H₂, seu calor de formação é zero. Se você vir o carbono sozinho, o seu calor de formação é zero. Carbono no estado sólido, o calor de formação é zero em temperatura e pressão padrão. Agora, e quanto ao monóxido de hidrogênio? Vamos procurar. Aqui está, monóxido de hidrogênio. Calor de formação é positivo, 90,29. E finalmente, qual é o calor de formação da água? Bem, deixe-me ver. Água em estado líquido: -285,83. Agora talvez queira dizer: "Ok, a lei de Hess diz que, se quisermos o ΔH dessa reação, temos que pegar isso mais isso e subtrair isso." E você talvez esteja certo, mas interpretaria errado o problema, porque esses são o calor de formação por mol. Mas percebemos, nessa reação, que temos 4 mols disso, mais 5 mols disso, mais 4 mols disso, mais 6 mols daquilo. Temos que multiplicar isso vezes o número de mols. Aqui tenho que multiplicar isso vezes 4, 4 aqui, e eu tenho que multiplicar isso vezes 4 aqui. E eu tenho que multiplicar isso vezes 6. Não me preocupo em multiplicar zero vezes 5, porque o resultado será zero. Então, podemos aplicar a lei de Hess para descobrir o ΔH dessa reação. Então, o ΔH dessa reação será igual a quatro vezes o calor de formação do monóxido de nitrogênio (4 vezes 90,29) mais 6 vezes o calor de formação da água, então, mais... Vou trocar as cores... 6 vezes (-285,83)... E, apenas como nota, dado que o calor de formação do monóxido de nitrogênio é positivo, isso significa que você tem que adicionar calor ao sistema para obter isso na sua forma elementar. Então, tem mais energia que a sua forma elementar. Isso não vai acontecer sozinho. E a água, por outro lado, libera energia quando você a forma a partir de sua forma elementar. De certa forma, é mais estável. Mas, de qualquer forma, eu vou, então esses são os calores de formação dos produtos. E se quisermos subtrair os calores de formação dos reagentes em nossa equação? Então, temos 4 vezes 45,9. Deixe-me certificar... É -45,9, certo? A amônia tinha -45,9 no calor de formação. Então, qual é o resultado? Deixe-me pegar a calculadora. Então, eu tenho que... Deixe-me certificar de que coloquei aqui... Bem, farei isso fora da tela, porque minha tela está ficando cheia. Vou fazer isso aqui. 4 vezes 90,29, mais 6 vezes 285,83 negativo, é igual a... Muito, muito longe. Estamos em -1.353. Isso parece estar certo. Agora queremos subtrair isso daquele 4 vezes -45,9. Queremos subtrair, então: menos 4 vezes 45,9 negativo é igual a -1.170. Então, o nosso ΔH dessa reação é igual a -1.170 quilojoules para essa reação. E tudo que fizemos é pegar o calor de formação Δ dos produtos, multiplicamos pelo número de mols e subtraímos o calor de formação dos reagentes. Aqui está. Vamos resolver outro problema parecido com esse. Digamos que eu tinha propano. Eu tinha propano e vou queimá-lo. Vou oxidar o propano para produzir dióxido de carbono na água. Bem, é o mesmo exercício. Qual é o calor de formação do propano? Vamos procurar aqui. É impressionante como essas listas são cansativas. O propano está aqui embaixo, em seu estado líquido. O calor de formação é -104,7. Deixe-me anotar isso: -104,7. O calor de formação Δ do oxigênio em seu estado elementar... É assim que você sempre encontra o oxigênio, então é apenas zero. O calor de formação Δ do dióxido de carbono, vamos ver... Dióxido de carbono como um gás: -393,5. E a água? Já sabemos isso. É -285,83. Quanto calor foi formado quando queimamos 1 mol de propano aqui? Bom, vamos ver. Temos que descobrir o calor dos produtos, o calor de formação dos produtos. Então, será 3 vezes isso, porque formamos 3 mols disso. Para cada mol, liberamos esse tanto de energia. Depois, mais 4 vezes isso e, depois, subtraímos 1 vezes isso. Então, o que temos temos? Temos 3 vezes 393,5 e isso é negativo, é igual a isso. Mais 4 vezes 285,83 negativo. É igual a -2.300 quilojoules, aproximadamente. Depois temos que subtrair uma vezes isso. Ou poderíamos adicionar 104,7. Deixe-me fazer isso. Então, mais 104,7 é igual a -2.200 Então, aqui o calor dessa reação é igual a -2.219 quilojoules conforme seguimos nessa direção. Para cada mol de propano que queimo, na realidade, eu produzirei esse tanto de energia do outro lado, pois isso aqui tem aproximadamente 2.200 menos quilojoules que esse lado. Eu poderia reescrever essa reação onde escrevo tudo isso e eu poderia ter adicionado... Na verdade, farei isso. Eu poderia reescrever essa reação. É: C₃H₈ (propano) mais 5 oxigênios produz 3 dióxidos de carbono, mais 4 moléculas de água, mais 2.219 quilojoules. Isso é o que é liberado por essa reação. É exotérmica. Esse lado da reação tem menos calor que esse lado e isso não desapareceu simplesmente, foi liberado. E o que foi liberado está aqui. Às vezes, você verá uma pergunta onde dizem: "Ei, correto, você descobriu o calor dessa reação. Quanto calor será liberado se eu lhe desse, não sei... Vamos supor que se eu lhe desse 33 gramas de propano?" Bem, você pode pensar: "Quantos mols de propano isso tem? Porque, se eu queimar 1 mol de propano, eu tenho esse calor. Então, quantos mols de propano tem em 33 gramas?" Quanto pesa um mol? 1 mol de carbono pesa 12 gramas. 1 mol de hidrogênio pesa 1 grama. Então, 1 mol de propano terá 3 vezes 12, então, vezes 3, porque temos 3 carbonos ali e 8 hidrogênios, certo? Então, vezes 8... Será igual a 36 + 8, então, será 44. Isso terá 44 gramas por mol, certo? Deixe-me anotar isso. 44 gramas por mol. Agora, se eu lhe der 33 gramas, quantos mols eu lhe dei? Bem, 33 gramas...Eu acho que poderíamos dizer 1 sobre 44 mols por grama. Não tenho que escrever todo o peso. E depois, os gramas se cancelam. Eu forneci 33/44 de 1 mol, ou 0,75 mols. Se 1 mol produz esse tanto de energia, 3 quartos de 1 mol produzirá 3/4 disso. Então, apenas multiplicamos isso por 0,75 e você obterá 1.664. Então, vezes 0,75 é igual a 1.664. Se eu lhe desse 1 mol de propano e o colocasse em combustão com oxigênio suficiente, eu produzirei 2.200 quilojoules liberados pelo sistema. Esse lado do sistema tem menos energia restante. Mas se eu lhe desse apenas 33 gramas, que é 3/4 de um mol, você liberará aproximadamente 1.600 quilojoules. Espero que tenha achado isso útil.