Lei de Hess

A lei de Hess é um método importante na termoquímica que se utiliza da ideia da entalpia ser uma função de estado, ou seja, uma função que só depende dos seus estágios inicial e final. Segundo a lei de Hess, a variação de entalpia (ΔH) de uma reação química específica é igual ao somatório das entalpias das diversas etapas reacionais que tal reação pode se dividir.

A lei de Hess, assim, permite o cálculo do ΔH para reações químicas que não podem ser reproduzidas em laboratório, ou que ainda não foram testadas, pois pode criar uma rota reacional qualquer com reações cujos valores de ΔH já são conhecidos. Tamanha é a importância da lei de Hess para a termoquímica que ela é considerada fundamental, figurando, inclusive, no Enem.

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Resumo sobre lei de Hess

• A lei de Hess é um método utilizado para calcular a variação de entalpia de uma reação química de interesse.
• Por esse método, a variação de entalpia de uma reação é igual ao somatório das entalpias das diversas etapas reacionais que tal reação pode se dividir.
• A lei de Hess se baseia no fato da entalpia ser uma função de estado, ou seja, que só depende dos seus estágios inicial e final.
• Serve para calcular variações de entalpia de reações que não podem ser reproduzidas em laboratório.
• A lei de Hess é um conteúdo básico de provas de vestibulares, como o Enem.

O que é a lei de Hess?

A lei de Hess é um método de determinação da variação de entalpia (ΔH) de um processo químico específico por meio da soma das entalpias de etapas reacionais em que esse processo químico pode se dividir. Ela se baseia no fato da entalpia ser uma função de estado, ou seja, o valor de ΔH independe do caminho reacional realizado, mas sim apenas dos estados inicial e final.

Observe a imagem anterior: há dois caminhos possíveis para se ir do ponto A (início) ao ponto D (fim). Há um caminho reacional que ocorre por diversas etapas: A vai até B, com variação de entalpia igual a ΔH₁; de B para C, com variação de entalpia igual a ΔH₂; de C para D, com variação de entalpia igual a ΔH₃.

Veja que a reação inicia em A e termina em D, com uma variação total de entalpia calculada como sendo ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃. Dessa forma, a variação de entalpia se seguindo diretamente pelo caminho reacional A até D (ΔH₄), apresentará a mesma variação de entalpia, já que os pontos inicial e final são os mesmos. Assim, ΔH₄ = ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃. Isso só é possível porque a entalpia é uma função de estado (a variação de entalpia só depende dos estados energéticos inicial e final) e, portanto, a lei de Hess usa dessa aplicação para determinar a variação de entalpia do processo químico.

Veja também: Como calcular a entalpia de solução?

Cálculo da lei de Hess

Vejamos um caso em que se deseja determinar a variação de entalpia da síntese do propano a partir de seus elementos, o que é difícil de ser medido de forma direta.

3 C (graf.) + 4 H₂ (g) → C₃H₈ (g)

Para isso, são dados os seguintes dados experimentais:

1. C₃H₈ (g) + 5 O₂ (g) → 3 CO₂ (g) + 4 H₂O (l)                 ΔH = -2220 kJ/mol
2. C (graf.) + O₂ (g) → CO₂ (g)                                          ΔH = -394 kJ/mol
3. H₂ (g) + ½ O₂ (g) → H₂O (l)                                           ΔH = -286 kJ/mol

O objetivo, pela lei de Hess, é manipular as três reações químicas apresentadas de modo que, quando estas se somarem, chegue-se à reação desejada (no caso, a síntese do propano).

Para tal, devemos analisar a reação química da qual estamos buscando calcular o ΔH e ver quais são os reagentes e os produtos. Inicialmente, vê-se que o carbono, na forma alotrópica grafite, C (graf.), é um reagente. Na reação de interesse, são postos 3 mols dessa substância como reagente.

Assim, escolhemos uma reação na qual ele aparece (no caso, a reação II) e a multiplicamos por 3, pois este é o coeficiente estequiométrico na reação desejada. Dessa forma, a reação II fica:

3 C (graf.) + 3 O₂ (g) → 3 CO₂ (g)                           ΔH = 3 × (-394) = -1182 kJ

Repare que o valor de ΔH é em kJ/mol, o que indica que tal valor depende das quantidades de grafite presente. Dessa forma, o ΔH também deve ser multiplicado por 3.

O outro reagente da reação desejada é o gás hidrogênio, H₂, o qual figura na reação III. De modo análogo ao que fizemos com o C (graf.), iremos multiplicar a reação III por 4, pois este é o coeficiente estequiométrico desejado para tal substância. Dessa forma, a reação III fica:

4 H₂ (g) + 2 O₂ (g) → 4 H₂O (l)                                ΔH = 4 × (-286) = -1144 kJ

Por fim, o propano deve ser o produto na reação de interesse. Contudo, tal substância só figura na reação I, onde atua como um reagente. Para que o propano se torne um produto, devemos inverter o sentido da reação I. Nesse caso, o sinal do ΔH é também invertido (se era negativo, torna-se positivo e vice-versa).

3 CO₂ (g) + 4 H₂O (l) → C₃H₈ (g) + 5 O₂ (g)                       ΔH = +2220 kJ

Agora, podemos somar as três reações que foram manipuladas. Se as alterações realizadas forem as corretas, chegaremos à reação de interesse ao fim dessa soma. Ao somar reações químicas, substâncias iguais e com mesmo estado físico tem suas quantidades subtraídas caso estejam em lados opostos e somadas se estiverem do mesmo lado.

1. 3 CO₂ (g) + 4 H₂O (l) → C₃H₈ (g) + 5 O₂ (g)                 ΔH = +2220 kJ
2. 3 C (graf.) + 3 O₂ (g) → 3 CO₂ (g)                                 ΔH = -1182 kJ
3. 4 H₂ (g) + 2 O₂ (g) → 4 H₂O (l)                                      ΔH = -1144 kJ

Façamos a análise do processo ao somar as três etapas.

1. Há 3 mols de CO₂ (g) como reagente na reação I, ao passo que há 3 mols de CO₂ (g) como produto na reação II. Como estão em lados opostos, subtraem-se. Como estão em quantidades iguais, anulam-se e o CO₂ (g) não aparecerá na reação global.
2. Há 4 mols de H₂O (l) como reagente na reação I, ao passo que há 4 mols de H₂O (l) como produto na reação III. Como estão em lados opostos, subtraem-se. Como estão em quantidades iguais, anulam-se e H₂O (l) não aparecerá na reação global.
3. Há 3 mols de O₂ (g) como reagente na reação II, ao passo que há 2 mols de O₂ (g) como reagente na reação III. Como estão do mesmo lado, somam-se. Esse somatório totaliza, portanto, 5 mols de O₂ (g) do lado dos reagentes.
4. Contudo, há 5 mols de O₂ (g) como produto na reação I. Como visto no tópico anterior (c), o número total de mols de O₂ (g) do lado dos reagentes também é 5. Dessa forma, como estão em lados opostos irão se subtrair, mas como tais quantidades são iguais, anulam-se e O₂ (g) não aparecerá na reação global.

Dessa forma, montamos a reação global com as substâncias remanescentes: da reação I, restou 1 mol de C₃H₈ (g) como produto; da reação II restaram 3 mols de C (graf.) como reagente; da reação III restaram 4 mols de H₂ (g) como reagente. Portanto:

3 C (graf.) + 4 H₂ (g) → C₃H₈ (g)

Como a reação global obtida é igual à reação desejada, a sua variação de entalpia será igual ao somatório das entalpias das reações I, II e III:

ΔH = +2220 + (-1182) + (-1144)

ΔH = -106 kJ

Para que serve a lei de Hess?

A utilidade da lei de Hess é limitada aos meios acadêmicos. A avaliação de propriedades termodinâmicas é muito importante em determinados processos químicos, e a lei de Hess é uma importante ferramenta, já que ela consegue determinar a variação de entalpia de reações químicas as quais são difíceis de serem reproduzidas. Dessa forma, ao agir de forma teórica, ela rompe limitações experimentais.

Pode-se dizer que a lei de Hess é aplicável mesmo quando as reações não são, portanto, capazes de serem realizadas na prática, ou seja, tal metodologia se aplica, inclusive, para reações “hipotéticas”.

Lei de Hess no Enem

Como sendo uma ferramenta importante da termoquímica, a lei de Hess acaba figurando, sim, no Exame Nacional do Ensino Médio, o ENEM. Isso está explícito na Matriz de Referência da prova, mais especificamente nos objetos de conhecimento exigidos para a disciplina de Química, no tópico “Transformações Químicas e Energia”.

Transformações Químicas e Energia - Transformações químicas e energia calorífica. Calor de reação. Entalpia. Equações termoquímicas. Lei de Hess. Transformações químicas e energia elétrica. Reação de oxirredução. Potenciais padrão de redução. Pilha. Eletrólise. Leis de Faraday. Transformações nucleares. Conceitos fundamentais da radioatividade. Reações de fissão e fusão nuclear. Desintegração radioativa e radioisótopos.

Saiba mais: Qual a diferença entre reações endotérmicas e exotérmicas?

Exercícios resolvido sobre lei de Hess

Questão 1. (UECE – 1ª Fase/2025.1) A Lei de Hess, que fundamenta o estudo da Termoquímica, foi proposta em 1840 pelo médico e químico suíço Germain Henry Hess, que experimentalmente estabeleceu que a variação de entalpia (ΔH) em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação. Atente para o que se afirma a seguir sobre essa lei:

1. A variação da entalpia pode ser calculada da seguinte forma: ΔH = H_final ‒ H_inicial.
2. Na aplicação da Lei de Hess, ao inverter uma reação química, o sinal de ΔH deve permanecer.
3. Ao calcular a variação de entalpia de uma reação química a partir de suas etapas e suas variações de entalpia, a reação inicial é o que predomina nesse cálculo. 
4. De uma forma geral, o cálculo do ΔH de uma reação independe do número de etapas e do tipo de reação química.

Está correto somente o que se afirma em

a) I e III.

b) I e IV.

c) II e IV.

d) II e III.

Resposta: Letra B.

A afirmativa II está incorreta, já que ao se inverter uma reação química, o sinal do ΔH deve ser invertido (de positivo para negativo, ou negativo para positivo).

A afirmativa III está incorreta, pois todas as etapas são pertinentes e possuem o mesmo impacto para o cálculo do ΔH, não importa quantas existirem.

Questão 2. (Enem/2019) Glicólise é um processo que ocorre nas células, convertendo glicose em piruvato. Durante a prática de exercícios físicos que demandam grande quantidade de esforço, a glicose é completamente oxidada na presença de O₂. Entretanto, em alguns casos, as células musculares podem sofrer um déficit de O₂ e a glicose ser convertida em duas moléculas de ácido lático. As equações termoquímicas para a combustão da glicose e do ácido lático são, respectivamente, mostradas a seguir:

C₆H₁₂O₆ (s) + 6 O₂ (g) → 6 CO₂ (g) + 6 H₂O (l)                              ΔH = -2800 kJ

CH₃CH(OH)COOH (s) + 3 O₂ (g) → 3 CO₂ (g) + 3 H₂O (l)               ΔH = -1344 kJ

O processo anaeróbico é menos vantajoso energeticamente porque

a) libera 112 kJ por mol de glicose.

b) libera 467 kJ por mol de glicose.

c) libera 2 688 kJ por mol de glicose.

d) absorve 1 344 kJ por mol de glicose.

e) absorve 2 800 kJ por mol de glicose.

Resposta: Letra A.

O processo anaeróbico, conforme o texto diz, consiste na conversão de uma molécula de glicose em duas moléculas de ácido lático:

C₆H₁₂O₆ (s) → 2 CH₃CH(OH)COOH

Assim sendo, pela Lei de Hess, é possível determinar a variação de entalpia para esse processo.

A glicose não precisará de ajustes, pois na primeira reação se apresenta como um reagente e com a mesma quantidade da reação de interesse.

Já a reação que envolve o ácido lático vai exigir uma alteração dupla: inverter o sentido, para que ele se torne um produto e multiplicar por 2, de modo a igualar o coeficiente estequiométrico com o da reação de interesse. Dessa forma, o ΔH sofrerá uma inversão de sinal e será multiplicado por 2. As reações, portanto, ficam:

C₆H₁₂O₆ (s) + 6 O₂ (g) → 6 CO₂ (g) + 6 H₂O (l)                              ΔH = -2800 kJ

6 CO₂ (g) + 6 H₂O (l) → 2 CH₃CH(OH)COOH (s) + 6 O₂ (g)        ΔH = +2688 kJ

Ao se somar, as substâncias CO₂ (g), H₂O (l) e O₂ (g) são anuladas, pois estão em lados opostos e com quantidades iguais. Apenas glicose e ácido lático permanecem, chegando à reação de interesse:

C₆H₁₂O₆ (s) → 2 CH₃CH(OH)COOH

A variação de entalpia é, portanto:

ΔH = -2800 + 2688

ΔH = -112 kJ

Ou seja, o processo anaeróbico de quebra da glicose é menos vantajoso, já que libera 112 kJ de energia na forma de calor por mol de glicose, enquanto o processo aeróbico libera 2800 kJ de energia na forma de calor por mol de glicose.

Fontes

ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de Química: questionando a vida e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018.

ATKINS, P.; DE PAULA, J.; KEELER, J. Atkins’s Physical Chemistry. 11 ed. Oxford: Oxford University Press, 2018.