Lei de Hess

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) → H_{2 (g)} + ½ O_{2 (g)}    ΔH = +286kJ
• 2ª reação: formação de 1 mol de H₂O_(g): H_{2 (g)} + ½ O_{2 (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) → H_{2 (g)} + ½ O_{2 (g)}         ΔH = +286kJ
• 2ª reação: H_{2 (g)} + ½ O_{2 (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 H_{2 (g)} → CH_{4 (g)}

Essa reação ocorre a partir de três reações:

• 1ª reação: C _(grafite) + O_{2 (g)} → CO_{2 (g)}  ΔH = -393kJ
• 2ª reação: H_{2 (g)} + ½ O_{2 (g)} → H₂O _(l)              ΔH = -285,5kJ
• 3ª reação: CH_{4 (g)} + 2 O_{2 (g)} → CO_{2 (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 H_{2 (g)}. Por isso, devemos multiplicar a 2ª reação por 2 para obtermos 2 mols de H_{2 (g)}. Consequentemente, o ΔH também será multiplicado por 2.
• Sabemos também que o CH_{4 (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) + O_{2 (g)} → CO_{2 (g)}                   ΔH = -393kJ
• 2ª reação: 2 H_{2 (g)} + O_{2 (g)} → 2 H₂O _(l)                  ΔH = -571kJ
• 3ª reação: CO_{2 (g)} + 2 H₂O _(l) → CH_{4 (g)} + 2 O_{2 (g)}  ΔH = +889,5kJ
• Reação global: C _(grafite) + 2 H_{2 (g)} → CH_{4 (g)}                  ΔH = -393 – 571 + 889,5 = -74,5kJ

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