LEI DE HESS

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 lei de Hess é utilizada para prever a transferência de entalpia de uma reação ΔHr, quando a reação é lenta, incompleta, explosiva ou quando ocorrem outras reações simultaneamente.
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 desde os reagentes aos intermediários A e posteriormente aos produtos finais são as 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.

Exemplo
Dados:
B2O3 (s) + 3 H2O (g) → 3 O2 (g) + B2H6 (g) (ΔH = 2035 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 = 36 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)



Uso típico
Típica tabela para construção de um ciclo de Hess:
Composto ΔHfɵ /KJ.mol−1
CH4 (g) -75
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-1