Lei de Hess

Referência : Lima, L.S., (2015) Lei de Hess, Rev. Ciência Elem., V3(1):094
Autor: Luis Spencer Lima
Editor: Jorge Gonçalves
DOI: [http://doi.org/10.24927/rce2015.094]

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A lei de Hess surge na Termoquímica como uma consequência do princípio da conservação da energia e do facto de uma função de estado depender apenas dos estados inicial e final e não do caminho percorrido entre ambos. Refere-se à aditividade de valores de variação de entalpia padrão de reacções químicas ($\Delta$_rHº) que podem ser utilizadas na estimativa da variação de entalpia de uma reacção difícil (ou mesmo impossível) de medir experimentalmente.

Por exemplo, se se pretender saber o valor de $\Delta$_rHº da reacção A $\rightarrow$ B mas não for possível efectuar uma medição directa, podem ser utilizadas outras reacções para as quais se conhecem ou se podem medir os valores de $\Delta$_rHº (por exemplo, as reacções A $\rightarrow$ C e C $\rightarrow$ B), desde que, quando “somadas” as equações químicas intermediárias originem a equação química cujo valor de $\Delta$_rHº interessa obter:

	A $\rightarrow$ C	$\Delta_\text{r}H_\text{1}^o$
"+"	C $\rightarrow$ B	$\Delta_\text{r}H_\text{2}^o$
	A $\rightarrow$ B	$\Delta_\text{r}H^o = \Delta_\text{r}H_\text{1}^o + \Delta_\text{r}H_\text{2}^o$

Foi em 1840 que Germain Henri Hess (1802-1850), médico e químico nascido na Suíça e naturalizado russo, publicou o seu artigo mais conhecido^[1], onde descreve os princípios que constituem a base daquela que é hoje conhecida como Lei de Hess, assim denominada em sua homenagem. Para a correcta aplicação/utilização da Lei de Hess, tem de se ter em consideração os seguintes pontos:

1. Os valores de variação de entalpia devem ter uma base molar e ser referentes aos mesmos valores de pressão e temperatura, normalmente à pressão que define estado padrão (p^o = 10⁵ Pa) e à temperatura de referência T = 298,15 K (25,00 ºC);

2. Qualquer operação que afecte a equação química intermediária em questão, afecta da mesma forma o seu valor de $\Delta$_rHº. Por exemplo, se a equação química for invertida, o sinal de $\Delta$_rHº é o seu simétrico; se se multiplicarem os coeficientes estequiométricos de uma equação por um número inteiro ou fraccionário, o valor de $\Delta$_rHº também deverá ser multiplicado por esse número;

3. 3. Ao “somarem-se” as equações químicas intermediárias, devem reduzir os termos semelhantes (isto é, anular as mesmas quantidades de substâncias no mesmo estado físico comuns aos reagentes e produtos). Por exemplo, se existirem 4 moles de água no estado líquido nos reagentes e 5 moles de água no estado líquido nos produtos de reacção, anulam-se as 4 moles de água comuns nos reagentes e produtos, sobrando 1 mole de água nos produtos – é como se a reacção não consumisse água e formasse apenas 1 mole de água no estado líquido). Isto denomina-se "reduzir os termos semelhantes".

Para estabelecer um exemplo concreto, admita-se que se pretende saber o valor de $\Delta$_rHº da reacção de síntese do metano (CH₄) a partir da reacção do carbono (da grafite) com o hidrogénio gasoso (H₂), cuja equação química é:

C(s) + 2H2(g) $\longrightarrow$ CH4(g)

$\Delta$rHº = ?

O valor de $\Delta$_rHº pode ser obtido com base nas seguintes reacções:

(1)	H2(g) + ½O2(g) $\longrightarrow$ H2O(l)	$\Delta_\text{r}H_\text{1}^o = – 285,8 \mbox{ kJ/mol}$
(2)	C(s) + O2(g) $\longrightarrow$ CO2(g)	$\Delta_\text{r}H_\text{2}^o = – 393,5 \mbox{ kJ/mol}$
(3)	CH4(g) + 2O2(g) $\longrightarrow$ CO2(g) + 2H2O(l)	$\Delta_\text{r}H_\text{3}^o = – 890,4 \mbox{ kJ/mol}$

Para se obter a equação que se pretende, podem “somar-se” as equações (1) a (3) por aplicação de operações matemáticas como se fossem parcelas numa soma. Para efectuar a soma tem de se ter em atenção quais as espécies químicas que estão nos reagentes e produtos das equações intermediárias e na equação cujo valor de $\Delta$_rHº é desconhecido. Para originar a equação problema, as equações intermediárias devem ser somadas da seguinte forma:

2 $\times$ [H2(g) + ½O2(g)	$\longrightarrow$	H2O(l)]
C(s) + O2(g)	$\longrightarrow$	CO2(g)
CO2(g) + 2H2O(l)	$\longrightarrow$	CH4(g) + 2O2(g)
C(s) + 2H2(g) + 2O2(g) + CO2(g) + 2H2O(l)	$\longrightarrow$	CH4(g) + 2H2O(l) + CO2(g) + 2O2(g)

Os coeficientes estequiométricos da equação (1) foram multiplicados por dois, pelo que o valor de $\Delta_\text{r}H_\text{1}^o$ também o deve ser. O sentido da equação (3) foi invertido, pelo que se deve utilizar o valor simétrico de $\Delta_\text{r}H_\text{3}^o$

Assim,

$\Delta_\text{r}H^o = 2 \times \Delta_\text{r}H_\text{1}^o + \Delta_\text{r}H_\text{2}^o - \Delta_\text{r}H_\text{3}^o = 2 \times (-285,8) + (-393,5) - (-890,4) = -74,7 \mbox{ kJ/mol}$</p>

Referências

1. G. H. Hess, Pogg. Ann. 50 (1940) 385; (citado em H. M. Leicester, J. Chem. Educ. 28 (1951) 581-583).

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Criada em 27 de Fevereiro de 2010
Revista em 17 de Fevereiro de 2011
Aceite pelo editor em 17 de Fevereiro de 2011