A lei de Hess afirma que a mudança de energia em uma reação química geral é igual à soma das mudanças de energia nas reações individuais que a compõem. Em outras palavras, a mudança de entalpia de uma reação química (o calor da reação a pressão constante) não depende do caminho entre os estados inicial e final. A lei é uma variação da primeira lei da termodinâmica e conservação de energia.

Importância da lei de Hess

Como a lei de Hess é verdadeira, é possível dividir uma reação química em várias etapas e usar as entalpias padrão da formação para encontrar a energia geral de uma reação química. As tabelas de entalpia padrão são compiladas a partir de dados empíricos, geralmente adquiridos por calorimetria. Usando essas tabelas, é possível calcular se uma reação mais complexa é ou não termodinamicamente favorável.

Aplicações da Lei de Hess

Além de calcular a entalpia de uma reação, em vez de medi-la diretamente, a lei de Hess é usada para:

Encontre afinidades eletrônicas com base na energia teórica da rede.

Calcular a mudança de calor das transições de fase.

Calcular a mudança de calor quando uma substância altera os alótropos.

Encontrar o calor de formação de um intermediário instável em uma reação.

Encontrar a energia da rede dos compostos iônicos.

Lei de Hess: como fazer?

O calor de qualquer reação ΔHf para uma reação específica é igual à soma dos aquecimentos da reação para qualquer conjunto de reações que, em resumo, sejam equivalentes à reação geral.

Um exemplo de aplicação está no gás hidrogênio, que é de potencial interesse nacional como combustível limpo, pode ser gerado pela reação do carbono (carvão) e da água:

C (s) + 2H2O (g) → CO2 (g) + 2H2 (g)

A calorimetria revela que essa reação requer a entrada de 90,1 kJ de calor para cada mole de C (s) consumido. Por convenção, quando o calor é absorvido durante uma reação, consideramos a quantidade de calor um número positivo: em termos químicos, q > 0 para uma reação endotérmica. Quando o calor é desenvolvido, a reação é exotérmica e q < 0 por convenção.

É interessante perguntar para onde vai essa energia de entrada quando a reação ocorre. Uma maneira de responder a essa pergunta é considerar o fato de que a reação converte um combustível, C (s), em outro, H2 (g). Para comparar a energia disponível em cada combustível, podemos medir o calor evoluído na combustão de cada combustível com uma mole de oxigênio. Observamos que

C (s) + O2 (g) → CO2 (g)

Produz 393,5kJ para uma mole de carbono queimado; portanto, q = -393,5kJ. A reação

2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (g)

Produz 483,6 kJ para duas moles de gás hidrogênio queimado, então q = -483,6 kJ. É evidente que mais energia está disponível na combustão do combustível de hidrogênio do que na combustão do combustível de carbono, portanto, não é surpreendente que a conversão do combustível de carbono em combustível de hidrogênio exija a entrada de energia.

De considerável importância é a observação de que a entrada de calor na equação [2], 90,1 kJ, é exatamente igual à diferença entre o calor evoluído, -393,5 kJ, na combustão de carbono e o calor evoluído, -483,6 kJ, na combustão de hidrogênio. Isso não é coincidência: se pegarmos a combustão de carbono e adicionarmos o inverso da combustão de hidrogênio, obteremos

C (s) + O2 (g) → CO2 (g) Equação 1

2H2O (g) → 2H2 (g) + O2 (g) Equação 2

C (s) + O2 (g) + 2H2O (g) → CO2 (g) + 2H2 (g) + O2 (g) Equação 3

Cancelando o O2 (g) de ambos os lados, uma vez que não é líquido nem reagente nem produto, a equação 3 é equivalente à equação 2. Assim, pegar a combustão de carbono e “subtrair” a combustão de hidrogênio (ou mais precisamente, adicionar o inverso da combustão de hidrogênio) produz a equação 2. E, o calor da combustão de carbono menos o calor da combustão de hidrogênio é igual ao calor da equação 2. Ao estudar muitas reações químicas dessa maneira, descobrimos que esse resultado, conhecido como Lei de Hess, é geral.

Lei de Hess

A lei de Hess estabelece as relações em uma fórmula para que ela seja corretamente equilibrada e se mantenha constante. (Foto: Coursera)

Passo a passo para entalpia de combustão

Equilibre as equações individuais

Se necessário, procure entalpias padrão

Virar as equações, se necessário, para cancelar termos em lados opostos

Alterar a equação requer uma mudança de sinal do H daquele passo individual

Resuma as etapas individuais

Entalpia padrão de formação

A seguinte equação é usada para calcular a entalpia padrão de formação:

ΔrH⊖ = ∑υH⊖ (produtos) ∑∑HH (reagentes)

Se ΔHo é positivo, a reação é endotérmica

Se ΔHo é negativo, a reação é exotérmica

Energia de formação padrão de Gibb

A Energia Livre de Formação da Gibb Padrão é calculada usando os princípios da lei de Hess. A seguinte equação é usada para esses cálculos:

ΔfG⊖ = ∑vΔfG⊖ (produtos) −∑vΔfG⊖ (reagentes) (6)

Entropia padrão

A Entropia Padrão de uma reação é calculada usando a seguinte equação:

ΔrS⊖ = ∑υS⊖ (produtos) ∑∑S⊖ (reagentes) (7)

Observe que, ao contrário da Gibbs, a terceira lei da termodinâmica nos permite trabalhar em absoluto (S) em vez de diferenças em relação a um estado de referência (padrão).

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