# Lei de Hess

Em termoquímica, 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 vai ocasionando desde os reagentes aos intermediários A e, posteriormente, aos produtos finais é a mesma que a troca quando se vai dos mesmos reagentes aos componentes intermediários B e 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. ΔH$_{neta}$ = ΣΔH$_r$.
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 ΔH de reações que não ocorrem ou que dificilmente ocorrem na prática, através dos ΔH de outras reações que ocorrem na prática. A maioria dos ΔH de formação são calculados indiretamente pela aplicação da lei de Hess.

## Uso
### Uso típico

Típica tabela para construção de um ciclo de Hess:
| Composto | ΔH$_f$$^ɵ$ /KJ.mol$^{−1}$ |
| CH$_4$ (g) | -76 |
| O$_2$ (g) | 0 |
| CO$_2$ (g) | -394 |
| H$_2$O (l) | -296 |
Usando estes dados ΔH$_f$$^ɵ$ a ΔH$_c$$^ɵ$ para a reação abaixo pode ser encontrada:
       CH$_4$$_{(g)}$+ 2O$_2$$_{(g)}$ → CO$_2$$_{(g)}$ + 2H$_2$O$_{(l)}$
    ΔH$_c$$^ɵ$ = (-394+2 x (-286)) - (-76 + 2 x 0)
    ΔH$_c$$^ɵ$ = -966 + 76
    ΔH$_c$$^ɵ$= -891 KJ.mol$^{-1}$

### Exemplo

Dados:
* B$_2$O$_3$ (s) + 3 H$_2$O (g) → 3 O$_2$ (g) + B$_2$H$_6$ (g) (ΔH = 25 kJ)
* H$_2$O (l) → H$_2$O (g) (ΔH = 44 kJ)
* H$_2$ (g) + (1/2) O$_2$ (g) → H$_2$O (l) (ΔH = -286 kJ)
* 2 B (s) + 3 H$_2$ (g) → B$_2$H$_6$ (g) (ΔH = 8554 kJ)
Encontrando-se a ΔH$_f$ de:
* 2 B (s) + (3/2) O$_2$ (g) → B$_2$O$_3$ (s)
Após a multiplicação e reversão das equações (e suas variações de entalpia), o resultado é:
* B$_2$H$_6$ (g) + 3 O$_2$ (g) → B$_2$O$_3$ (s) + 3 H$_2$O (g) (ΔH = -2035 kJ)
* 3 H$_2$O (g) → 3 H$_2$O (l) (ΔH = -132 kJ)
* 3 H$_2$O (l) → 3 H$_2$ (g) + (3/2) O$_2$ (g) (ΔH = 858 kJ)
* 2 B (s) + 3 H$_2$ (g) → B$_2$H$_6$ (g) (ΔH = 36 kJ)
Adicionando essas equações e cancelando os termos em comum de ambos os lados, tem-se
* 2 B (s) + (3/2) O$_2$ (g) → B$_2$O$_3$ (s) (ΔH = -1273 kJ)