Trabalho Lei de Hess Lei de Hess
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Trabalho Lei de Hess Química Geral – Prof. Udo Sinks Turma EA11, Curso Engenharia de Alimentos Leia o texto sobre a Lei de Hess e resolva os problemas 1-4. Data de entrega: 20 de agosto. O trabalho vale 10% da segunda avaliação da disciplina. Lei de Hess A determinação do calor de reação num calorímetro (cf. aula de 09/08/2014) é impossível para muitas reações químicas. Considere, por exemplo, a oxidação do carbono ao monóxido de carbono. C(s) + ½ O2(g) CO(g) Algum CO2 sempre irá se formar nas reações de carbono com oxigênio, mesmo que haja uma deficiência de oxigênio. A reação entre CO e O2 é muito favorável; portanto assim que CO é formado, ele reage com O2 para formar CO2. Consequentemente, o uso da calorimetria para determinar o calor liberado na formação de CO não é possível. Felizmente, o calor liberado na reação que forma CO(g) a partir de C(s) e O2(g) pode ser calculada a partir dos calores determinados para outras reações. Esse cálculo baseia-se n Lei de Hess, que diz que se uma reação for a soma de outras duas ou mais reações, o H para o processo global é a soma dos valores de H daquelas reações. A oxidação de C(s) a CO2(g) pode ser vista como ocorrendo em duas etapas, primeiro a oxidação de C(s) a CO(g) (Eq. 1), e então a oxidação de CO(g) a CO2(g) (Eq. 2). A soma dessas duas reações dá a equação para a oxidação de C(s) s CO2(g) (Eq. 3). Eq. 1 Eq. 2 Eq. 3 C(s) + ½ O2(g) CO(g) CO(g) + ½ O2(g) CO2(g) C(s) + O2(g) CO2(g) H1 = ? H2 = - 283,0 kJ/mol H3 = -393,5 kJ/mol H3 = H1 + H2 H1 = H3 - H2 H1 = - 110,5 kJ/mol Usando a Lei de Hess: Suponha que se queira saber a variação de entalpia para a formação do metano, CH4, a partir de carbono sólido (como o grafite) e do gás hidrogênio: C(s) + 2 H2(g) CH4(g) A variação de entalpia para essa reação não pode ser determinada no laboratório, pois a reação é muito lenta. Podemos, entretanto, medir as variações de entalpia para a combustão do carbono, do hidrogênio e do metano. Eq. 1 Eq. 2 Eq. 3 C(s) + O2(g) CO2(g) H2(g) + O2(g) H2O(l) CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) H1 = -393,5 kj/mol H2 = - 285,8 kJ/mol H3 = -890,3 kJ/mol Use essas energias para obter H para a formação do metano, a partir de substâncias simples. Trabalho Lei de Hess Química Geral – Prof. Udo Sinks Turma EA11, Curso Engenharia de Alimentos Considerações / Estratégia: As três equações da forma como estão escritas, não podem ser somadas para se obter a equação para a formação de metano a partir de substâncias simples. O metano, CH4, é um produto em uma reação cuja entalpia se deseja obter, mas é um reagente na equação 3. A água aparece em duas dessas equações, embora não seja um componente da reação que forma o metano a partir de carbono e hidrogênio. Para usar a Lei de Hess na resolução deste problema, teremos de manipular as equações e ajustar os calores de acordo com essa manipulação. Lembre-se que ao escrever uma reação no sentido inverso, devemos trocar o sinal de H, e de que, ao dobrarmos as quantias de reagentes e produtos, devemos também dobrar o valor de H. Os ajustes nas equações 2 e 3 produzirão novas equações que, junto com a equação 1, podem ser combinadas para fornecer a reação global desejada. Solução Para tornar o CH4 um produto na reação global, invertemos a equação 3 e mudamos o sinal de H: Eq. 3 CO2(g) + 2 H2O(l) CH4(g) + 2 O2(g) H3’ = +890,3 kJ/mol Em seguida, vemos que 2 mols de H2(g) estão no lado dos reagentes na equação desejada. Porém a equação 2 é escrita para somente 1 mol de H2(g) como reagente. Consequentemente, multiplicamos a equação e o valor de H por 2 Eq. 2 2 H2(g) + 2 O2(g) 2 H2O(l) H2’ = -571,6 kJ/mol Com essas modificações, reescrevemos as três equações. Quando somadas, 2 O2(g), H2O(l) e CO2(g) cancelam-se, resultando na equação para a formação do metano a partir desses elementos. Eq. 1 Eq. 2 Eq. 3 Eq. global C(s) + O2(g) CO2(g) 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) CO2(g) + 2 H2O(l) CH4(g) + 2 O2(g) C(s) + 2 H2(g) CH4(g) H1 = -393,5 kJ/mol H2’ = - 571,6 kJ/mol H3’ = + 890,3 kJ/mol H = - 74,8 kJ/mol Trabalho Lei de Hess Química Geral – Prof. Udo Sinks Turma EA11, Curso Engenharia de Alimentos Problema 1 O grafite e o diamante são dois alótropos de carbono. A variação de entalpia para o processo C grafite Cdiamante não pode ser determinada diretamente, mas pode ser determinada usando a Lei de Hess. Determine essa variação de entalpia, usando os valores determinados experimentalmente do calor de combustão do grafite (-393,5 kJ/mol) e do diamante (-395,4 kJ/mol). Problema 2 Use a Lei de Hess para calcular a variação de entalpia para a formação de CS2(l) a partir de C(s) e S(s), usando os seguintes valores de entalpia: Eq. 1 Eq. 2 Eq. 3 Eq. global C(s) + O2(g) CO2(g) S(g) + O2(g) SO2(g) CS2(l) + 3 O2(g) CO2(g)+ 2 SO2(g) C(s) + 2 S(s) CS2(g) H1 = -393,5 kJ/mol H2’ = -296,8 kJ/mol H3’ = + 890,3 kJ/mol H = ? Problema 3 As variações de entalpia das seguintes reações podem ser medidas. CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) CH3OH(g) + 3/2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) H = -890,3 kJ/mol H = -676 kJ/mol Use esses valores e a Lei de Hess para determinar a variação de entalpia para a reação: CH4(g) + 1/2 O2(g) CH3OH(g) Problema 4 As variações de entalpia das seguintes reações podem ser determinadas experimentalmente N2(g) + 3 H2(g) 2NH3(g) 4NH3(g)+ 5 O2(g) 4 NO(g) +6 H2O(l) H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) H = -91,8 kJ/mol H = -906,2 kJ/mol H = -241,8 kJ/mol Use esses valores para determinar a variação de entalpia para a formação de NO(g) a partir dos elementos. ½ N2(g) + ½ O2(g) NO(g)
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