Lei de Hess

Em termoquímica, a lei de Hess, proposta pelo químico suíço Germain Henry Hess em 1840, estabelece que a energia não pode ser nem criada nem destruída; somente pode ser trocada de uma forma em outra. A soma de equações químicas pode levar a mesma equação resultante. Se a energia se inclui para cada equação e é somada, o resultado será a energia para a equação resultante

A troca de entalpia de uma reação química que transforma os reagentes em produtos é independente do caminho escolhido para a reação. Isto é chamado função de estado. Em outras palavras, a troca de entalpia que vai ocasionando desde os reagentes aos intermediários A e, posteriormente, aos produtos finais é a mesma que a troca quando se vai dos mesmos reagentes aos componentes intermediários B e aos mesmos produtos finais, e assim pode–se considerar que as equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas (equações algébricas).

O estado padrão corresponde à substância pura em seu estado (físico, alotrópico) mais comum e estável a 25°C e 100 kPa.

Pode ser escrita como:

A variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estados inicial e final, não importando o caminho da reação.

A soma de equações químicas pode levar a mesma equação resultante. Se a energia se inclui para cada equação e é somada, o resultado será a energia para a equação resultante.

Em outras palavras o ΔH de uma reação é igual a soma dos ΔH das etapas em que a reação pode ser desmembrada, mesmo que esse desmembramento seja apenas teórico.

A lei de Hess diz que as trocas de entalpia são aditivas. ΔH_neta = ΣΔH_r.

Duas regras:

Se a equação química é invertida, o sinal de ΔH se inverte também.
Se os coeficientes são multiplicados, multiplicar ΔH pelo mesmo fator, ou em outras palavras, multiplicando-se os coeficientes dos reagentes e produtos da equação termoquímica, o valor da variação da entalpia também será multiplicado por esse número.

A lei de Hess permite determinar o ΔH de reações que não ocorrem ou que dificilmente ocorrem na prática, através dos ΔH de outras reações que ocorrem na prática. A maioria dos ΔH de formação são calculados indiretamente pela aplicação da lei de Hess.

Uso

Uso típico

Típica tabela para construção de um ciclo de Hess:

Composto	ΔH_f^ɵ /KJ.mol⁻¹
CH₄ (g)	-76
O₂ (g)	0
CO₂ (g)	-394
H₂O (l)	-296

Usando estes dados ΔH_f^ɵ a ΔH_c^ɵ para a reação abaixo pode ser encontrada:

CH₄_(g)+ 2O₂_(g) → CO₂_(g) + 2H₂O_(l)

ΔH_c^ɵ = (-394+2 x (-286)) - (-76 + 2 x 0)

ΔH_c^ɵ = -966 + 76

ΔH_c^ɵ= -891 KJ.mol^-1

Exemplo

Dados:

B₂O₃ (s) + 3 H₂O (g) → 3 O₂ (g) + B₂H₆ (g) (ΔH = 25 kJ)
H₂O (l) → H₂O (g) (ΔH = 44 kJ)
H₂ (g) + (1/2) O₂ (g) → H₂O (l) (ΔH = -286 kJ)
2 B (s) + 3 H₂ (g) → B₂H₆ (g) (ΔH = 8554 kJ)

Encontrando-se a ΔH_f de:

2 B (s) + (3/2) O₂ (g) → B₂O₃ (s)

Após a multiplicação e reversão das equações (e suas variações de entalpia), o resultado é:

B₂H₆ (g) + 3 O₂ (g) → B₂O₃ (s) + 3 H₂O (g) (ΔH = -2035 kJ)
3 H₂O (g) → 3 H₂O (l) (ΔH = -132 kJ)
3 H₂O (l) → 3 H₂ (g) + (3/2) O₂ (g) (ΔH = 858 kJ)
2 B (s) + 3 H₂ (g) → B₂H₆ (g) (ΔH = 36 kJ)

Adicionando essas equações e cancelando os termos em comum de ambos os lados, tem-se

2 B (s) + (3/2) O₂ (g) → B₂O₃ (s) (ΔH = -1273 kJ)

Bibliografia

Chakrabarty, D.K. (2001). An Introduction to Physical Chemistry. Mumbaip;34–37. ISBN 1-84265-059-9.

Ligações externas

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