Lei de Hess

Lana Magalhães

Professora de Biologia

A Lei de Hess permite calcular a variação da entalpia, que é a quantidade de energia presente nas substâncias após sofrerem reações químicas. Isso porque não é possível medir a entalpia em si, mas sim a sua variação.

A Lei de Hess fundamenta o estudo da Termoquímica.

Essa Lei foi experimentalmente desenvolvida por Germain Henry Hess, o qual estabeleceu:

A variação de entalpia (ΔH) em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação, independente do número de reações.

Como a Lei de Hess pode ser calculada?

A variação da entalpia pode ser calculada subtraindo a entalpia inicial (antes da reação) da entalpia final (depois da reação):

ΔH = H_f – H_i

Outra forma de calcular é através da soma das entalpias em cada uma das reações intermediárias. Independente do número e tipo das reações.

ΔH = ΔH₁ + ΔH₂

Uma vez que esse cálculo considera apenas os valores inicial e final, conclui-se que a energia intermédia não influencia no resultado da sua variação.

Trata-se de um caso particular do Princípio da Conservação de Energia, a Primeira Lei da Termodinâmica.

Você também deve saber que a Lei de Hess pode ser calculada como uma equação matemática. Para isso, é possível realizar as seguintes ações:

• Inverter a reação química, nesse caso o sinal do ΔH também deve ser invertido;
• Multiplicar a equação, o valor do ΔH também deve ser multiplicado;
• Dividir a equação, o valor do ΔH também deve ser dividido.

Saiba mais sobre Entalpia.

Diagrama de entalpia

A Lei de Hess também pode ser visualizada através de diagramas de energia:

O diagrama acima mostra os níveis de entalpia. Nesse caso, as reações sofridas são endotérmicas, ou seja, há absorção de energia.

ΔH₁ é a variação de entalpia que acontece de A para B. Suponhamos que ela seja 122 kj.
ΔH₂ é a variação de entalpia que acontece de B para C. Suponhamos que ela seja 224 kj.
ΔH₃ é a variação de entalpia que acontece de A para C.

Assim, nos importa saber o valor de ΔH_3, pois corresponde à variação de entalpia da reação de A para C.

Podemos descobrir o valor de ΔH₃, a partir da soma da entalpia em cada uma das reações:

ΔH₃ = ΔH₁ + ΔH₂
ΔH₃ = 122 kj + 224 kj
ΔH₃ = 346 kj

Ou ΔH = H_f – H_i
ΔH = 346 kj – 122 kj
ΔH = 224 kj

Exercício de vestibular: Resolvido passo a passo

1. (Fuvest-SP) Com base nas variações de entalpia associadas às reações a seguir:

N_2(g) + 2 O_2(g) → 2 NO_2(g) ∆H1 = +67,6 kJ
N_2(g) + 2 O_2(g) → N₂O_4(g) ∆H2 = +9,6 kJ

Pode-se prever que a variação de entalpia associada à reação de dimerização do NO₂ será igual a:

2 N_O2(g) → 1 N₂O_4(g)

a) –58,0 kJ b) +58,0 kJ c) –77,2 kJ d) +77,2 kJ e) +648 kJ

Resolução:

Passo 1: Inverter a primeira equação. Isso porque o NO_2(g) precisa passar para o lado dos reagentes, conforme a equação global. Lembre-se que ao inverter a reação o ∆H1 também inverte o sinal, passando para negativo.

A segunda equação é conservada.

2 NO_2(g) → N_2(g) + 2 O_2(g) ∆H1 = - 67,6 kJ
N_2(g) + 2 O_2(g) → N₂O_4(g) ∆H2 = +9,6 kJ

Passo 2: Observe que N_2(g) aparece nos produtos e reagentes e o mesmo acontece com 2 mol de O_2(g).

2 NO_2(g) → N_2(g)+ 2 O_2(g)∆H1 = - 67,6 kJ
N_2(g) + 2 O_2(g) → N₂O_4(g) ∆H2 = +9,6 kJ

Assim, eles podem ser cancelados resultando na seguinte equação:

2 NO_2(g) → N₂O_4(g).

Passo 3: Você pode observar que chegamos a equação global. Agora devemos somar as equações.

∆H = ∆H1 + ∆H2
∆H = - 67,6 kJ + 9,6 kJ
∆H = - 58 kJ ⇒ Alternativa A
Pelo valor negativo de ∆H também sabemos que trata-se de uma reação exotérmica, com liberação de calor.

Saiba mais, leia também:

• Termoquímica
• Exercícios sobre Termoquímica
• Reações Endotérmicas e Exotérmicas
• Segunda Lei da Termodinâmica

Exercícios

1. (UDESC-2012) O gás metano pode ser utilizado como combustível, como mostra a equação 1:

CH_4(g) + 2O_2(g) → CO_2(g) + 2H₂O_(g)

Utilizando as equações termoquímicas abaixo, que julga necessário, e os conceitos da Lei de Hess, obtenha o valor de entalpia da equação 1.

C_(s) + H₂O_(g) → CO_(g) + H_2(g) ΔH = 131,3 kJ mol^-1
CO_(g) + ½ O_2(g) → CO_2(g) ΔH = – 283,0 kJ mol^-1
H_2(g) + ½ O_2(g) → H₂O_(g) ΔH = – 241,8 kJ mol^-1
C_(s) + 2H_2(g) → CH_4(g) ΔH = – 74,8 kJ mol^-1

O valor da entalpia da equação 1, em kJ, é:

a) - 704,6
b) - 725,4
c) - 802,3
d) - 524,8
e) - 110,5

2. (UNEMAT-2009) A Lei de Hess tem importância fundamental no estudo da Termoquímica e pode ser enunciada como “a variação da entalpia em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação”. Uma das consequências da Lei de Hess é que as equações termoquímicas podem ter tratamento algébrico.

Dadas as equações:

C _(grafite) + O_2(g) → CO_2(g) ΔH₁ = -393,3 kj
C _(diamante) + O_2(g) → CO_2(g) ΔH₂ = -395,2 kj

Com base nas informações acima, calcule a variação de entalpia da transformação do carbono grafite em carbono diamante e assinale a alternativa correta.

a) -788,5 kj
b) +1,9 kj
c) +788,5 kj
d) -1,9 kj
e) +98,1 kj

Lana Magalhães

Licenciada em Ciências Biológicas (2010) e Mestre em Biotecnologia e Recursos Naturais pela Universidade do Estado do Amazonas/UEA (2015). Doutoranda em Biodiversidade e Biotecnologia pela UEA.