Termoquímica e Lei de Hess

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Estado-padrão e lei de Hess
Um dos aspectos mais importantes da termoquímica é o fato de ela fornecer uma maneira de calcular a varia-
ção de energia envolvida em uma transformação química. Como vimos anteriormente, não podemos determinar 
a entalpia (H) de uma substância, mas podemos medir a variação de entalpia (DH) para uma reação na qual essa 
substância está envolvida. Esse já é um dado importante, mas teríamos de medir a variação de entalpia para to-
das as reações conhecidas e registrar os resultados em uma tabela. Podemos imaginar que essa tabela seria bem 
extensa, não é mesmo? Na tentativa de resolver o problema, convencionou-se como igual a zero a entalpia-pa-
drão de formação dos elementos nos seus estados de referência em todas as temperaturas. A entalpia-padrão 
de formação (DHf
0 ), em que a letra f representa a formação e o símbolo zero, expoente do H, indica que se trata 
de um valor-padrão, é a variação de entalpia obtida na reação de formação de 1 mol de uma substância a partir 
de seus elementos no estado de referência. Desse modo, a entalpia-padrão de formação para elementos no seu 
estado de agregação mais estável (estado de referência), a 1 atm e 25 °C, é DHf
0 0,0 kJ/mol. Podemos, então, cal-
cular a entalpia de qualquer substância que possa ser formada a partir de substâncias simples no estado-padrão.
Os valores de DHf
0 podem ser tabelados e permitem calcular as variações de entalpia de vários processos. No 
quadro 4.1 há alguns valores de entalpia de formação, também chamados de calores de formação.
Substância
DHf
0
Substância
DHf
0
kcal/mol kJ/mol kcal/mol kJ/mol
 ( )A O s2 3 2400,5 21 676 ( )CS g2 128,0 1117
( )Br2 0,00 0,00  ( )CC 4 232,1 2134
( )Br g2 17,39 130,9 ( )C H OH2 5 266,4 2278
( )C s,diamante 10,45 11,88 ( )CH CHO3 239,8 2167
( )CO g 226,4 2110 ( )CH COOH3 2116,4 2487,0
( )CO g2 294,1 2 394 ( )CaO s 2151,9 2635,5
( )CH g4 217,9 274,9 ( ) ( )Ca OH s
2 2235,8 2986,6
( )C H g2 6 220,2 284,5 ( )CaSO s4 2342,4 21 433
( )C H g2 4 1 12,4 151,9 ( )CuO s 237,1 2155
( )C H g2 2 1 54,2 1227 ( )Fe O s2 3 2196,5 2822,8
( )C H g3 8 2 24,8 2104 ( )HCOOH g 286,7 2363
( )C H6 6 111,7 149,0 ( )H O2 268,3 2286
( )CH OH3 257,0 2238 ( )H O g2 257,8 2242
( )CS2 121,4 189,5 ( )H SO2 4 2194,5 2813,8
 # Quadro 4.1 – Algumas entalpias de formação DHf
0
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105Termoqu’mica dos alimentos
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Neste capítulo, você usou a lei de Hess, cujo nome foi dado em homenagem 
ao químico suíço Germain Henri Hess (1802-1850), que em 1840 estabeleceu 
que a variação de entalpia de uma reação química é a mesma, esteja ela ocor-
rendo em apenas uma ou em várias etapas. A entalpia, como a energia interna, 
a pressão, o volume e a temperatura, é uma função de estado.
Isso significa que seus valores dependem apenas do estado do sistema, e não 
do caminho pelo qual passou de um estado a outro. Já calor e trabalho não são 
funções de estado. 
Para entender o que é uma função de estado, vamos imaginar que você meça 
a temperatura da água de um recipiente e obtenha 25 °C. Suponha que você 
saia da sala e, ao voltar alguns minutos depois, meça de novo a temperatura 
desse sistema e obtenha o valor de 27 °C. A água do recipiente é o sistema e, 
nesse momento, encontra-se em um estado termodinâmico diferente, pois o 
valor de sua temperatura – e, consequentemente, de energia interna e entalpia 
– é outro. Esse sistema, a água, pode ter chegado a essa nova temperatura por 
diferentes caminhos: a água pode ter sido aquecida pela chama de uma lampa-
rina, pelo Sol ou pode ter sido batida no liquidificador, sofrendo um aumento 
de temperatura em função do trabalho realizado sobre o sistema pelas hélices 
do aparelho. 
Se não acompanhamos o que ocorreu, não pode-
mos dizer qual foi o caminho pelo qual a água teve 
a temperatura aumentada. Ou seja, não sabemos 
qual foi o caminho que levou o sistema a atingir 
um novo estado termodinâmico, já que esse estado 
não depende do caminho.
É justamente o fato de a entalpia ser uma função 
de estado que possibilita que a variação de entalpia 
de uma reação química tenha sempre o mesmo va-
lor, independentemente das etapas que foram usa-
das como intermediárias para o seu cálculo. 
UM POUCO DE HISTÓRIAUM POUCO DE HISTÓRIA
 1. A combustão de 1 mol de grafite libera 394 kJ. No caderno, escrevam a equação termoquímica desse 
processo e calculem a entalpia de formação do CO2(g).
 2. Algumas substâncias não podem ter sua entalpia-padrão determinada diretamente, porque não é 
possível prepará-las em substâncias simples. O etanol é um exemplo. Se misturarmos C(grafite), H2(g) 
e O2(g), não obteremos etanol líquido. Escrevam no caderno a equação de formação do etanol e as 
equações de combustão do grafite e do hidrogênio. Observem que essas equações são de formação 
das substâncias dióxido de carbono e água. Verifiquem no quadro 4.1 os valores de entalpia para 
elas. O calor de combustão do etanol já foi usado anteriormente. Juntem todos os dados menciona-
dos e proponham uma maneira de calcular o calor de formação do etanol.
EXERCêCIOS
 # Figura 4.18 – Germain Henri 
Hess.
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 # Figura 4.19 – Por qual “caminho” 
a água chegou a esse novo 
estado termodinâmico?
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