Química · 11.ª–12.ª classe

O que é a lei de Hess?

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Resposta curta

A lei de Hess diz que a variação de entalpia de uma reação é a mesma quer a reação se faça numa só etapa, quer em várias, porque só depende dos estados inicial e final. Por isso, o ΔH de uma reação pode calcular-se somando os ΔH de outras reações cuja soma dê a reação pretendida.

Definição e características

Enunciado

A lei de Hess (ou lei da soma dos calores de reação) foi formulada pelo químico Germain Hess, em meados do século XIX. A sua base é que a entalpia é uma função de estado: o seu valor depende apenas do estado em que o sistema se encontra, e não do percurso que o levou até lá.

Lei de Hess

ΔH (global) = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + … (soma dos ΔH das etapas)

Uma analogia para perceber

Para ir do rés-do-chão ao 5.º andar de um prédio, pode subir pelas escadas ou pelo elevador, ou mesmo subir ao 7.º andar e descer dois. A diferença de altura entre o ponto de partida e o de chegada é sempre a mesma. A entalpia comporta-se como a altura: só importa onde se começa e onde se acaba.

Regras de utilização

  1. Inverter uma equação troca o sinal do ΔH.
  2. Multiplicar (ou dividir) uma equação por um número multiplica (ou divide) o ΔH pelo mesmo número.
  3. Somar equações soma os ΔH. As substâncias iguais que aparecem em lados opostos cancelam-se.
  4. As equações têm de estar nas mesmas condições (temperatura, pressão e estados físicos).

Exemplos do quotidiano

  • Escadas e elevador: a analogia acima. Duas pessoas que vão de um mesmo piso a outro percorrem a mesma diferença de altura, qualquer que seja o caminho.
  • Viagem de Luanda ao Huambo: a diferença de altitude entre as duas cidades é a mesma, vá-se por onde se for. O que muda com o itinerário é a distância percorrida, não o desnível, tal como o caminho de uma reação pode mudar sem mudar o ΔH total.
  • Formar vapor de água: pode formar-se H2O(g) diretamente a partir de H2 e O2, ou passando primeiro por água líquida e depois vaporizando-a. O ΔH total é igual nos dois caminhos (ver o Exemplo 2).
  • Carvão que arde: se o carvão queimar completamente a CO2, ou primeiro a CO e depois a CO2, o calor total libertado é o mesmo.

Importância e aplicações

  • Reações impossíveis de medir diretamente. É difícil queimar carbono de modo a obter só CO, sem CO2. A lei de Hess permite calcular esse ΔH a partir de reações fáceis de medir.
  • Cálculo de entalpias de formação. O ΔH de formação de muitos compostos obtém-se a partir dos ΔH das suas combustões.
  • Base de outros métodos. A fórmula com entalpias de formação, a comparação de combustíveis e a análise de ciclos termoquímicos são aplicações da lei de Hess.
  • Verificação de dados. Se os ΔH de um ciclo fechado não somarem zero, há erro nos dados ou nas contas.

Exemplos resolvidos

Exemplo 1 — Combustão incompleta do carbono

Enunciado: Calcule o ΔH de C(s) + ½ O2(g) → CO(g), sabendo: (1) C(s) + O2(g) → CO2(g), ΔH1 = −394 kJ; (2) CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g), ΔH2 = −283 kJ.

Resolução:

  1. A equação pretendida tem C e CO. Só a equação (1) tem C e está do lado certo: mantém-se.
  2. O CO está nos produtos da pretendida, mas nos reagentes de (2): inverte-se (2), e o ΔH passa a +283 kJ: CO2 → CO + ½ O2.
  3. Somando: C + O2 + CO2 → CO2 + CO + ½ O2. Cancelam-se CO2 e ½ O2: C + ½ O2 → CO.
  4. ΔH = −394 + 283 = −111 kJ.

Resposta: ΔH = −111 kJ. Verificação: −111 + (−283) = −394 kJ, o ΔH da combustão completa.

Exemplo 2 — Caminhos diferentes para a água em vapor

Enunciado: Sabendo H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l), ΔH = −286 kJ e H2O(l) → H2O(g), ΔH = +44 kJ, calcule o ΔH de H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g).

Resolução:

  1. As duas equações têm o sentido certo. Somam-se.
  2. H2O(l) aparece num produto e num reagente: cancela-se.
  3. Fica H2 + ½ O2 → H2O(g).
  4. ΔH = −286 + 44 = −242 kJ.

Resposta: ΔH = −242 kJ. Verificação: a formação do vapor liberta menos energia do que a da água líquida, porque parte dela é «gasta» a vaporizar: |−242| < |−286|.

Exemplo 3 — Multiplicar uma equação

Enunciado: Calcule o ΔH de N2(g) + O2(g) → 2 NO(g), sabendo: (1) N2(g) + 2 O2(g) → 2 NO2(g), ΔH1 = +66 kJ; (2) 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g), ΔH2 = −114 kJ.

Resolução:

  1. N2 só aparece em (1), nos reagentes, como na pretendida: mantém-se.
  2. 2 NO só aparece em (2), nos reagentes; na pretendida está nos produtos: inverte-se (2) e o ΔH passa a +114 kJ: 2 NO2 → 2 NO + O2.
  3. Soma: N2 + 2 O2 + 2 NO2 → 2 NO2 + 2 NO + O2. Cancela-se 2 NO2 e fica 1 O2: N2 + O2 → 2 NO.
  4. ΔH = +66 + 114 = +180 kJ.

Resposta: ΔH = +180 kJ (endotérmica). Verificação: os coeficientes batem (N 2 = 2; O 2 = 2).

Exemplo 4 — Nível de exame: três equações

Enunciado: Calcule o ΔH de C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g), sabendo: (1) C2H4 + 3 O2 → 2 CO2 + 2 H2O(l), ΔH = −1 411 kJ; (2) C2H6 + 7/2 O2 → 2 CO2 + 3 H2O(l), ΔH = −1 560 kJ; (3) H2 + ½ O2 → H2O(l), ΔH = −286 kJ.

Resolução:

  1. C2H4 está nos reagentes da pretendida e de (1): mantém-se (1).
  2. C2H6 está nos produtos da pretendida e nos reagentes de (2): inverte-se (2), e o ΔH passa a +1 560 kJ.
  3. H2 está nos reagentes da pretendida e de (3): mantém-se (3).
  4. Soma: o CO2 (2 de cada lado), a água (3 de cada lado: 2 + 1 = 3) e o O2 (3 + ½ = 7/2) cancelam-se. Fica C2H4 + H2 → C2H6.
  5. ΔH = −1 411 + 1 560 − 286 = −137 kJ.

Resposta: ΔH = −137 kJ. Verificação: −1 411 + 1 560 = +149; +149 − 286 = −137.

Erros e confusões frequentes

  • Inverter a equação e não trocar o sinal do ΔH. Se uma reação é exotérmica, a inversa é endotérmica com o mesmo valor.
  • Multiplicar a equação e esquecer de multiplicar o ΔH. Os dois mudam juntos.
  • Cancelar substâncias em estados físicos diferentes. H2O(l) e H2O(g) não se cancelam.
  • Achar que o caminho influencia o ΔH. O caminho influencia a velocidade e o mecanismo, mas não o ΔH.
  • Somar equações sem verificar se o resultado é mesmo a equação pretendida.
  • Misturar condições diferentes (temperaturas ou pressões) nos dados de partida.

Exercícios propostos

Tente resolver primeiro no caderno; depois confira.

1Exercício 1

Sabendo que H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) tem ΔH = −286 kJ, calcule o ΔH de H2O(l) → H2(g) + ½ O2(g).

Ver solução

É a reação inversa: troca-se o sinal. ΔH = +286 kJ.

2Exercício 2

Com 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l), ΔH = −572 kJ, calcule o ΔH de 3 H2(g) + 3/2 O2(g) → 3 H2O(l).

Ver dica

Compare os coeficientes: multiplicou-se por quanto?

Ver solução

Todos os coeficientes foram multiplicados por 3/2 (2 × 3/2 = 3). Logo ΔH = −572 × 3/2 = −858 kJ.

3Exercício 3

Numa transformação, A → B tem ΔH = −50 kJ e B → C tem ΔH = +20 kJ. Qual é o ΔH de A → C? E o de C → A?

Ver solução

A → C é a soma: −50 + 20 = −30 kJ. C → A é a inversa: +30 kJ. Pelo ciclo fechado A → B → C → A: −50 + 20 + 30 = 0.

4Exercício 4

Calcule o ΔH de S(s) + 3/2 O2(g) → SO3(g), sabendo: (1) S(s) + O2(g) → SO2(g), ΔH = −297 kJ; (2) SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g), ΔH = −99 kJ.

Ver solução

As duas equações têm o sentido correto e SO2 cancela-se. Soma: S + O2 + SO2 + ½ O2 → SO2 + SO3, isto é, S + 3/2 O2 → SO3. ΔH = −297 − 99 = −396 kJ.

5Exercício 5

Calcule o ΔH de C(grafite) → C(diamante), sabendo que a combustão de C(grafite) tem ΔH = −394 kJ e a de C(diamante) tem ΔH = −396 kJ (ambas formam CO2(g)). Os valores são arredondados.

Ver dica

Inverta a combustão do diamante e some à da grafite.

Ver solução

(1) C(grafite) + O2 → CO2, −394 kJ. (2 invertida) CO2 → C(diamante) + O2, +396 kJ. Soma: C(grafite) → C(diamante), ΔH = −394 + 396 = +2 kJ (ligeiramente endotérmica).

Perguntas frequentes

Qual é a diferença entre a lei de Hess e conceitos parecidos?

A lei de Hess aplica-se à entalpia; a lei da conservação da energia é mais geral. A lei de Hess é consequência de a entalpia ser função de estado, e é por isso que se podem somar ΔH de reações, mas não, por exemplo, velocidades de reação.

Onde se aplica a lei de Hess na prática?

Na determinação de entalpias de formação e de combustão, no cálculo de reações difíceis de medir (como a formação de CO a partir de C), em ciclos termoquímicos e na comparação de combustíveis.

Que erros os estudantes cometem sobre a lei de Hess?

Esquecem de trocar o sinal ao inverter, não multiplicam o ΔH quando multiplicam a equação e cancelam substâncias em estados físicos diferentes. Veja a secção «Erros e confusões frequentes».

A lei de Hess vale para qualquer reação?

Vale para qualquer transformação em que os estados inicial e final são os mesmos, desde que os dados estejam nas mesmas condições. Não diz nada sobre a velocidade da reação nem sobre o caminho seguido: só garante que o ΔH total é o mesmo.

Resumo

  • A variação de entalpia só depende dos estados inicial e final, não do caminho.
  • Inverter a equação troca o sinal; multiplicar a equação multiplica o ΔH.
  • Somar equações soma os ΔH; o que aparece nos dois lados cancela-se.
  • Usa-se para calcular ΔH de reações difíceis de medir diretamente.
  • Um ciclo fechado de transformações tem ΔH total igual a zero.

Onde aprofundar

  • O manual de Química da sua classe e o programa oficial (INIDE / Ministério da Educação de Angola), confirmando a edição em vigor.
  • O artigo do MeuGuia sobre como aplicar a lei de Hess passo a passo.
  • O manual aberto OpenStax Chemistry (em inglês), capítulo sobre termoquímica.

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