Lei de Hess

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Em termodinâmica, 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 vão, ocasionando desde os reagentes aos intermediários A e posteriormente aos produtos finais é a mesma que a troca quando se vai dos mesmo reagentes aos componentes intermediários B e posteriormente 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 DH de reações que não ocorrem ou que dificilmente ocorrem na prática, através dos DH de outras reações que ocorrem na prática. A maioria dos DH de formação são calculados indiretamente pela aplicação da lei de Hess.

Uso[editar | editar código-fonte]

Uso típico[editar | editar código-fonte]

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) -286

Usando estes dados ΔHfɵ a ΔHcɵ para a reação abaixo pode ser encontrada:

CH4(g)+ 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)
ΔHcɵ + (-75) + 0= -394+2x-286
ΔHcɵ-75= -966
ΔHcɵ= -891KJ.mol

Exemplo[editar | editar código-fonte]

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)

Bibliografia[editar | editar código-fonte]

  • Chakrabarty, D.K. (2001). An Introduction to Physical Chemistry. Mumbaip;34–37. ISBN 1-84265-059-9.

Ligações externas[editar | editar código-fonte]

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