Em termoquímica, a lei de Hess, proposta pelo químico suíço Germain Henry Hess em 1840, estabelece que a energia não pode ser nem criada nem destruída; somente pode ser trocada de uma forma em outra. A soma de equações químicas pode levar a mesma equação resultante. Se a energia se inclui para cada equação e é somada, o resultado será a energia para a equação resultante
A troca de entalpia de uma reação química que transforma os reagentes em produtos é independente do caminho escolhido para a reação. Isto é chamado função de estado. Em outras palavras, a troca de entalpia que vai ocasionando desde os reagentes aos intermediários A e, posteriormente, aos produtos finais é a mesma que a troca quando se vai dos mesmos reagentes aos componentes intermediários B e aos mesmos produtos finais, e assim pode–se considerar que as equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas (equações algébricas).
O estado padrão corresponde à substância pura em seu estado (físico, alotrópico) mais comum e estável a 25°C e 100 kPa.
Pode ser escrita como:
A variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estados inicial e final, não importando o caminho da reação.
A soma de equações químicas pode levar a mesma equação resultante. Se a energia se inclui para cada equação e é somada, o resultado será a energia para a equação resultante.
Em outras palavras o ΔH de uma reação é igual a soma dos ΔH das etapas em que a reação pode ser desmembrada, mesmo que esse desmembramento seja apenas teórico.
A lei de Hess diz que as trocas de entalpia são aditivas. ΔHneta = ΣΔHr.
Duas regras:
Se a equação química é invertida, o sinal de ΔH se inverte também. Se os coeficientes são multiplicados, multiplicar ΔH pelo mesmo fator, ou em outras palavras, multiplicando-se os coeficientes dos reagentes e produtos da equação termoquímica, o valor da variação da entalpia também será multiplicado por esse número.
A lei de Hess permite determinar o ΔH de reações que não ocorrem ou que dificilmente ocorrem na prática, através dos ΔH de outras reações que ocorrem na prática. A maioria dos ΔH de formação são calculados indiretamente pela aplicação da lei de Hess.
Uso Uso típico Típica tabela para construção de um ciclo de Hess: Composto ΔHfɵ /KJ.mol−1 CH4 (g) -76 O2 (g)0 CO2 (g) -394 H2O (l) -296
Usando estes dados ΔHfɵ a ΔHcɵ para a reação abaixo pode ser encontrada:
CH4(g)+ 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ΔHcɵ = (-394+2 x (-286)) - (-76 + 2 x 0) ΔHcɵ = -966 + 76 ΔHcɵ= -891 KJ.mol-1
Exemplo Dados:
B2O3 (s) + 3 H2O (g) → 3 O2 (g) + B2H6 (g) (ΔH = 25 kJ) H2O (l) → H2O (g) (ΔH = 44 kJ) H2 (g) + (1/2) O2 (g) → H2O (l) (ΔH = -286 kJ) 2 B (s) + 3 H2 (g) → B2H6 (g) (ΔH = 8554 kJ)
Encontrando-se a ΔHf de: 2 B (s) + (3/2) O2 (g) → B2O3 (s)
Após a multiplicação e reversão das equações (e suas variações de entalpia), o resultado é:
B2H6 (g) + 3 O2 (g) → B2O3 (s) + 3 H2O (g) (ΔH = -2035 kJ) 3 H2O (g) → 3 H2O (l) (ΔH = -132 kJ) 3 H2O (l) → 3 H2 (g) + (3/2) O2 (g) (ΔH = 858 kJ) 2 B (s) + 3 H2 (g) → B2H6 (g) (ΔH = 36 kJ)
Adicionando essas equações e cancelando os termos em comum de ambos os lados, tem-se
2 B (s) + (3/2) O2 (g) → B2O3 (s) (ΔH = -1273 kJ)
Referências
Bibliografia Chakrabarty, D.K. (2001). An Introduction to Physical Chemistry. Mumbaip;34–37. .
Ligações externas
Categoria:Termodinâmica Categoria:Físico-química