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Química

Lei de Hess

Sara Nahra
Publicado por Sara Nahra
Última atualização: 7/11/2018

Introdução

A Lei de Hess foi proposta em 1849 pelo químico Germain Henri Hess enquanto efetuava diversas medidas dos calores de reação. Ele percebeu que o calor liberado ou absorvido em uma reação química depende somente dos estados inicial e final da reação.

Ou seja, não depende dos estados intermediários pelos quais a reação passa. Desta forma, a Lei de Hess pode ser descrita da seguinte forma:

Para uma dada reação química, a variação de entalpia é sempre a mesma, esteja essa reação acontecendo em uma ou mais etapas.

A Lei de Hess é também chamada de Lei da Aditividade dos Calores.

Vejamos dois exemplos onde podemos aplicar esta lei.

O primeiro exemplo consiste na passagem de 1 mol de H2O (l) para o estado gasoso nas condições do estado padrão:

H2O (l) → H2O (g)

Essa reação pode ocorrer a partir de duas reações:

  • 1ª reação: decomposição de 1 mol de H2O (l): H2O (l) → H2 (g) + ½ O2 (g)    ΔH = +286kJ
  • 2ª reação: formação de 1 mol de H2O(g): H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) ΔH = -242kJ

A fim de obter a reação global devemos somar essas duas reações, sendo que a variação de entalpia, ou seja, o ΔH da formação da água gasosa, a soma dos valores de ΔH das reações envolvidas.

Isto é, segundo a Lei de Hess, o valor de ΔH da reação global é a soma de todos os ΔH das reações intermediárias. Matematicamente, temos:

ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ...

Assim, temos:

  • 1ª reação: H2O (l) → H2 (g) + ½ O2 (g)         ΔH = +286kJ
  • 2ª reação: H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g)         ΔH = -242kJ
  • Reação global: H2O(l) → H2O(g)   ΔH = +286 – 242 = +44kJ

Portanto, a entalpia de formação de água no estado gasoso é +44 kJ/mol.

O segundo exemplo consiste na reação de formação do metano (CH4). A reação global é a seguinte:

C (grafite) + 2 H2 (g) → CH4 (g)

Essa reação ocorre a partir de três reações:

  • 1ª reação: C (grafite) + O2 (g) → CO2 (g)  ΔH = -393kJ
  • 2ª reação: H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l)              ΔH = -285,5kJ
  • 3ª reação: CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l)   ΔH = -889,5kJ

A fim de obter a reação global, devemos realizar algumas mudanças nas reações intermediárias acima. Essas alterações também devem alterar os valores de ΔH das reações:

  • Sabemos que a reação global apresenta dois mols de H2 (g). Por isso, devemos multiplicar a 2ª reação por 2 para obtermos 2 mols de H2 (g). Consequentemente, o ΔH também será multiplicado por 2.
  • Sabemos também que o CH4 (g) está do lado direito da reação global, ou seja, do lado dos produtos. Por isso, devemos inverter a 3ª reação. Consequentemente, o sinal do ΔH também será invertido. Como o sinal era negativo, representando uma reação exotérmica, o sinal passará a ser positivo, representando uma reação endotérmica.

Feitas essas alterações, basta somar algebricamente todas as equações e seus novos valores de ΔH para obter a reação global e o valor de ΔH de formação do metano da seguinte forma:

  • 1ª reação: C (grafite) + O2 (g) → CO2 (g)                   ΔH = -393kJ
  • 2ª reação: 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)                  ΔH = -571kJ
  • 3ª reação: CO2 (g) + 2 H2O (l) → CH4 (g) + 2 O2 (g)  ΔH = +889,5kJ
  • Reação global: C (grafite) + 2 H2 (g) → CH4 (g)                  ΔH = -393 – 571 + 889,5 = -74,5kJ

Portanto, a entalpia de formação do metano é -74,5 kJ/mol.


Exercícios

Exercício 1
(ENEM/2016)

O benzeno, um importante solvente para a indústria química, é obtido industrialmente pela destilação do petróleo. Contudo, também pode ser sintetizado pela trimerização do acetileno catalisada por ferro metálico sob altas temperaturas, conforme a equação química:

3 C2H2 (g) → C6H6 (l)

A energia envolvida nesse processo pode ser calculada indiretamente pela variação de entalpia das reações de combustão das substâncias participantes, nas mesmas condições experimentais:

I. C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + H2O (l)      ∆H°C = -310 kcal/mol

II. C6H6 (l) + 15/2 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 3 H2O (l)    ∆H°= -780 kcal/mol

A variação de entalpia do processo de trimerização, em kcal, para a formação de um mol de benzeno é mais próxima de

Ilustração: Rapaz corpulento de camiseta, short e tênis acenando

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