Mostrar código-fonte de Lei de Hess

<span style="font-size:8pt"><b>Referência : </b> Lima, L.S., (2015) Lei de Hess, ''[http://rce.casadasciencias.org Rev. Ciência Elem.]'',   V3(1):094
<br>
<span style="font-size:8pt"><b>Autor</b>: <i>[[Usuário:Luisspencerlima|Luis Spencer Lima]]</i></span><br>
<span style="font-size:8pt"><b>Editor</b>: <i>[http://www.fc.up.pt/fcup/contactos/ficha_pessoal.php?login=jgoncalv Jorge Gonçalves]</i></span><br>
<span style="font-size:8pt"><b>DOI</b>: <i>[[http://doi.org/10.24927/rce2015.094 http://doi.org/10.24927/rce2015.094]]</i></span><br>
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<p align='justify'>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 (<math>\Delta</math><sub>r</sub>''H''º) que podem ser utilizadas na estimativa da variação de entalpia de uma reacção difícil (ou mesmo impossível) de medir experimentalmente.</p>


<p align='justify'>Por exemplo, se se pretender saber o valor de  <math>\Delta</math><sub>r</sub>''H''º da reacção A <math>\rightarrow</math> 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 <math>\Delta</math><sub>r</sub>''H''º (por exemplo, as reacções A <math>\rightarrow</math> C e C <math>\rightarrow</math> B), desde que, quando “somadas” as equações químicas intermediárias originem a equação química cujo valor de <math>\Delta</math><sub>r</sub>''H''º interessa obter:</p>


<center>
<table width="395">
  <tr>
    <td width="27"><div align="center"></div></td>
    <td width="60"><div align="right">A <math>\rightarrow</math> C</div></td>
    <td width="292"><div align="center"><math>\Delta_\text{r}H_\text{1}^o</math></div></td>
  </tr>
  <tr>
    <td><div align="right">&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;"+"</div></td>
    <td><div align="right">C <math>\rightarrow</math> B</div></td>
    <td><div align="center"><math>\Delta_\text{r}H_\text{2}^o</math></div></td>
  </tr>
  <tr>
    <td colspan="2"><hr /></td>
    <td>&nbsp;</td>
  </tr>
  <tr>
    <td><div align="center"></div></td>
    <td><div align="right">A <math>\rightarrow</math> B</div></td>
    <td><div align="center"><math>\Delta_\text{r}H^o = \Delta_\text{r}H_\text{1}^o + \Delta_\text{r}H_\text{2}^o</math></div></td>
  </tr>
</table>
</center>


<p align='justify'>Foi em 1840 que Germain Henri Hess (1802-1850), médico e químico nascido na Suíça e naturalizado russo, publicou o seu artigo mais conhecido<sup>[1]</sup>, 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:</p>


#<p align='justify'>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''<sup>o</sup> = 10<sup>5</sup> Pa) e à temperatura de referência T = 298,15 K (25,00 ºC);</p>
#<p align='justify'>Qualquer operação que afecte a equação química intermediária em questão, afecta da mesma forma o seu valor de <math>\Delta</math><sub>r</sub>''H''º. Por exemplo, se a equação química for invertida, o sinal de <math>\Delta</math><sub>r</sub>''H''º é o seu simétrico; se se multiplicarem os coeficientes estequiométricos de uma equação por um número inteiro ou fraccionário, o valor de <math>\Delta</math><sub>r</sub>''H''º também deverá ser multiplicado por esse número;</p>
#<p align='justify'>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".</p>


<p align='justify'>Para estabelecer um exemplo concreto, admita-se que se pretende saber o valor de <math>\Delta</math><sub>r</sub>''H''º da reacção de síntese do metano (CH<sub>4</sub>) a partir da reacção do carbono (da grafite) com o hidrogénio gasoso (H<sub>2</sub>), cuja equação química é:</p>


<table width="350">
  <tr>
    <td>C(s) + 2H<sub>2</sub>(g) <math>\longrightarrow</math> CH<sub>4</sub>(g)</td>
    <td><div align="left"><math>\Delta</math><sub>r</sub>''H''º = ?</div></td>
  </tr>
</table>


<p align='justify'>O valor de <math>\Delta</math><sub>r</sub>''H''º pode ser obtido com base nas seguintes reacções:</p>


<table width="500">
  <tr>
    <td>(1)</td>
    <td><div align="left">H<sub>2</sub>(g) + ½O<sub>2</sub>(g) <math>\longrightarrow</math> H<sub>2</sub>O(l)</div></td>
    <td><div align="left"><math>\Delta_\text{r}H_\text{1}^o = – 285,8 \mbox{ kJ/mol}</math></div></td>
  </tr>
  <tr>
    <td>(2)</td>
    <td><div align="left">C(s) + O<sub>2</sub>(g) <math>\longrightarrow</math> CO<sub>2</sub>(g)</div></td>
    <td><div align="left"><math>\Delta_\text{r}H_\text{2}^o = – 393,5 \mbox{ kJ/mol}</math></div></td>
  </tr>
  <tr>
    <td>(3)</td>
    <td><div align="left">CH<sub>4</sub>(g) + 2O<sub>2</sub>(g) <math>\longrightarrow</math> CO<sub>2</sub>(g) + 2H<sub>2</sub>O(l)</div></td>
    <td><div align="left"><math>\Delta_\text{r}H_\text{3}^o = – 890,4 \mbox{ kJ/mol}</math></div></td>
  </tr>
</table>


<p align='justify'>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 <math>\Delta</math><sub>r</sub>''H''º é desconhecido. Para originar a equação problema, as equações intermediárias devem ser somadas da seguinte forma:</p>


<center>
<table width="500">
  <tr>
    <td><div align="right">2 <math>\times</math> [H<sub>2</sub>(g) + ½O<sub>2</sub>(g)</div></td>
    <td><div align="center"><math>\longrightarrow</math></div></td>
    <td><div align="left">H<sub>2</sub>O(l)]</div></td>
  </tr>
  <tr>
    <td><div align="right">C(s) + O<sub>2</sub>(g)</div></td>
    <td><div align="center"><math>\longrightarrow</math></div></td>
    <td><div align="left">CO<sub>2</sub>(g)</div></td>
  </tr>
  <tr>
    <td><div align="right">CO<sub>2</sub>(g) + 2H<sub>2</sub>O(l)</div></td>
    <td><div align="center"><math>\longrightarrow</math></div></td>
    <td><div align="left">CH<sub>4</sub>(g) + 2O<sub>2</sub>(g)</div></td>
  </tr>
  <tr>
    <td colspan="3"><hr /></td>
  </tr>
  <tr>
    <td><div align="right">C(s) + 2H<sub>2</sub>(g) + <s>2O<sub>2</sub>(g)</s> + <s>CO<sub>2</sub>(g)</s> + <s>2H<sub>2</sub>O(l)</s></div></td>
    <td><div align="center"><math>\longrightarrow</math></div></td>
    <td><div align="left">CH<sub>4</sub>(g) + <s>2H<sub>2</sub>O(l)</s> + <s>CO<sub>2</sub>(g)</s> + <s>2O<sub>2</sub>(g)</s></div></td>
  </tr>
</table>
</center>


<p align='justify'>Os coeficientes estequiométricos da equação (1) foram multiplicados por dois, pelo que o valor de <math>\Delta_\text{r}H_\text{1}^o</math> também o deve ser. O sentido da equação (3) foi invertido, pelo que se deve utilizar o valor simétrico de <math>\Delta_\text{r}H_\text{3}^o</math></p>


<p align='justify'>Assim, </p><br>

<math>\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}</math></p>


== Referências ==

<p align='justify'>1. G. H. Hess, ''Pogg. Ann.'' 50 (1940) 385; (citado em H. M. Leicester, ''J. Chem. Educ.'' 28 (1951) 581-583).</p>


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

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