termoquimica

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TERMOQUTERMOQUÍÍMICAMICA
ÉÉ o estudo do calor envolvido o estudo do calor envolvido 
nas reanas reaçções quões quíímicasmicas..
A Termoquímica tem como objetivo o 
estudo das variações de energia que 
acompanham as reações químicas.
Não há reação química que ocorra 
sem variação de energia !
A energia é conservativa. Não pode ser 
criada ou destruída. Apenas 
transformada !
TE
RM
O
QU
ÍM
IC
A
TERMOQU
TERMOQU
TERMOQU
TERMOQUÍÍÍÍMICA
MICA
MICA
MICA
• Reações químicas envolvem mudanças na energia.
• Quebra de ligações absorvem energia. 
• Formação de ligações liberam energia.
• Essas mudanças na energia podem ocorrer na forma 
de calor.
• Calor é o fluxo de energia química.
• O estudo das mudanças de energia nas reações 
químicas é denominado termoquímica.
• A energia envolvida nas reações químicas pode ser 
medida (calorímetros).
INTRODUÇÃO À TERMOQUÍMICA
O QUE É CALOR?
• Quente e frio geralmente encontram-se 
associados com as palavras calor e 
temperatura. 
• Calor e temperatura não são sinônimos.
• A temperatura de uma substância está
associada com a energia de suas 
partículas, especificamente sua:
• A Energia Cinética define a temperatura.
• Partículas que vibram rápido = quente
• Partículas que vibram devagar = frio
• A energia térmica é a energia total de todas as 
partículas que formam a substância.
Energia Cinética�vibração das particulas
Energia Potencial�atração das partículas
(dentro ou entre as partículas)
• A energia térmica é
dependente da quantidade 
de massa do material 
presente. (Ek =½mv2)
• A energia térmica também está
relacionada com o tipo de 
material
2
• Diferentes materiais
• Podem ter a mesma T, mesma massa, mas 
diferentes forças atrativas.
• São afetadas pela Ep, ou seja, pelas forças 
intermoleculares.
• Portanto, é possível ter-se materiais diferentes na 
mesma T (mesma Ek) mas tendo diferentes energias 
térmicas.
• As diferentes capacidades 
para manter ou liberar
o conteúdo energético é
capacidade calorífica 
• A energia térmica pode ser transferida de 
um objeto para outro por contato direto.
• Quando moléculas colidem, transferem energia 
de uma molécula para outra.
CAPACIDADE CALORÍFICA
• A medida de quanto um material absorve ou 
libera energia térmica é a sua capacidade 
calorífica.
• Capacidade calorífica é uma propriedade 
física única e particular das substâncias. 
• Água necessita 1 caloria/g de energia 
para aumentar T em 1 °C
• Aço necessita 0.1 caloria/g de 
energia para aumentar T=1 °C
Capacidade Calorífica
• A capacidade calorífica é a quantidade de calor 
necessária para elevar de um grau celsius a 
temperatura de um mol de material.
A capacidade calorífica específica ou calor 
específico é a quantidade de calor necessária para 
elevar, de um grau Celsius, a temperatura de um 
grama da SUBSTÂNCIA a pressão constante.
0,992J/g°C ou 0,237cal/g°CALUMÍNIO, Al
0,129J/g°C ou 0,031cal/g°CCHUMBO, Pb
0,235 J/g°C ou 0,056cal/g°CPRATA, Ag
2,09 J/g°C ou 0,500cal/g°CAMÔNIA, NH3
0,865 J/g°C ou 0,207cal/g°CSAL, NaCl
0,647 J/g°C ou 0,155cal/g°CCÁLCIO, Ca
2,40 J/g°C ou 0,580cal/g°CÁLCOOL (Etilico)
0,139 J/g°C ou 0,033cal/g°CMERCÚRIO, Hg
1,87J/g°C ou 0,447cal/g°CVAPOR
2,10 J/g°C ou 0,502cal/g°CGELO
4,18J/g°C ou 1cal/g°CÁGUA
CAPACIDADE TÉRMICA ESPECÍFICA, CPSUBSTÂNCIA
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MUDANÇA NO CONTEÚDO 
ENERGÉTICO (ENTALPIA)
• A energia utilisada ou produzida numa 
reação química é denominada entalpia da 
reação.
• A queima de 15 g de papel produz uma 
quantidade de energia térmica (calor) ou uma 
quantidade de entalpia.
• Entalpia é um valor que indica direção ����
(energia sai ou energia entra)
• Ganho de calor ���� ENDO
• Liberação de calor ���� EXO
TIPOS DE SISTEMAS
• Sistema aberto � permite 
trocas de matéria e energia 
com meio-externo.
• Sistema fechado � permite 
troca de energia, mas não de 
matéria, com meio-externo.
• Sistema isolado � não permite 
trocas de matéria nem de 
energia com meio-externo
CALORCALOR CALORCALOR CALORCALOR CALORCALOR
T
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A Em função da energia envolvida as 
reações podem ser de dois tipos:
I - Exotérmicas: liberam energia.
• processos de combustão, respiração 
animal.
II - Endotérmicas: absorvem energia.
• fotossíntese, vaporização.
Classificação das reações termoquímicas
• Classificação das reações químicas:
• Exotérmicas � reações que produzem calor (o 
calor gerado é um produto)
• Endotérmicas � reações que absorvem calor (o 
calor absorvido é um reagente)
• Reações exotérmicas aquecem os arredores 
• Devido calor liberado ao ambiente.
• Reações endotérmiocas esfriam os arredores 
• Devido absorção de calor do ambiente.
1. ENTALPIA (H): É a energia total de um 
sistema medida à pressão constante.
Como não é possível medir a entalpia, 
mede-se a variação de entalpia ou calor 
de reação (∆H). 
∆H = Hfinal - Hinicial
2. REAÇÃO EXOTÉRMICA: ∆H<O. 
Libera calor.
∆H= Hprodutos - Hreagentes
Hprodutos < Hreagentes
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C3H8 + 5O2 2043kJ→ 3CO2 4H2O+ +
• Reação Exotérmica ∆∆∆∆H < 0
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A
Representações gráficas (1)
Combustão do etanol - exotérmica
H2 < H1
∆∆∆∆H = = = = H2 - H1
∆∆∆∆H < < < < 0
CALOR LIBERADO
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) ���� 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) + 1368kJ
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) - 1368kJ 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ)
C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2 CO2(g)+3 H2O(ℓ) ∆H = -1368kJ
Na reação exotérmica, o calor aparece com sinal positivo 
como produtos ou sinal negativo como reagentes. 
Mas normalmente o ∆H<O é citado após a equação.
NH4NO3+H2O+ 752kJ �NH4OH+HNO3
• Reação Endotérmica ∆∆∆∆H > 0
3. REAÇÃO ENDOTÉRMICA:
Absorve calor. ∆H>O.
∆H= Hprodutos - Hreagentes
Hprodutos > Hreagentes.
C(s) + H2O(g) + 31,4 kcal ���� CO(g) + H2(g) 
C(s) + H2O(g) ���� CO(g) + H2(g) ∆H= +31,4kcal
Na Reação Endotérmica o calor aparece com sinal 
positivo do lado dos reagentes ou o ∆H>O é citado após 
a equação.
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REAGENTES
PRODUTOS
C(s) + H2O(g)
CO(g) + H2(g)
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Representações gráficas (2)
Fotossíntese - endotérmica
H2 > H1
∆∆∆∆H = = = = H2 - H1
∆∆∆∆H > > > > 0
CALOR ABSORVIDO
I. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O (ℓ ) + 285,8 kJ
II. 1/2 H2(g) + 1/2 Cℓ2(g) HCℓ(g) ∆H = -92,5 kJ
III. 1/2 H2(g) + 1/2 F2(g) HF (g) + 268,6 kJ
IV. H2(g) + 2 C (s) + 226,8 kJ C2H2 (g)
V. 2 H2(g)+2C(s) C2H4 (g) ∆H = +52,3 kJ/mol
Classifique as reações abaixo em ENDO ou EXO:
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As variações de energia, nas 
reações químicas, manifestam-se 
sob a forma de calor (geralmente) e 
luz liberada ou absorvida.
A origem da energia envolvida numa 
reação química decorre, 
basicamente, de um novo arranjo
para as ligações químicas. Ex: ...
O conteúdo de energia armazenado, principalmente 
na forma de ligações é chamado de ENTALPIA
Enthalpein, do grego = calor e 
simbolizado por H (HEAT) do inglês.
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Como pode ser medido o calor de reação ?
Para reações em meio aquoso utiliza-se um calorímetro, 
que nada mais é do que uma garrafa térmica (figura 1). 
Para reações de combustão utiliza-se uma bomba 
calorimétrica (figura 2).
figura 1 - calorímetro figura 2 - bomba calorimétrica
Nos dois casos o 
calor é transferido 
para uma massa 
de água e obtido a 
partir da 
expressão
Q = m . c . ∆ T
m = massa
c = cap. calorífica
∆∆∆∆ T = var. temperatura
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Equações termoquímicas (requisitos)
1. Equação química ajustada.
∆∆∆∆ H0 Entalpia
padrão: medida à 250 C e 1 atm.
4. Indicam as condições de pressão e 
temperatura em que foi medido o ∆∆∆∆ H.
3. Indica a entalpia molar, isto é, por mol de 
produto formado ou reagente consumido.
2. Indicam os estados físicos e alotrópicos•
(quando for o caso) dos componentes.
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• Estados alotrópicos mais comuns
CarbonoCarbonoCarbonoCarbono
Grafite Diamante
EnxofreEnxofreEnxofreEnxofre
Rômbico Monoclínico
Rômbico e monoclínico = formas 
diferentes de cristalização
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Estados alotrópicos mais comuns
FFFFóóóósforosforosforosforo
OxigênioOxigênioOxigênioOxigênio
Vermelho
O2
O3 (ozônio)
Branco
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Tipos de Entalpias ou Calores de Reação
1. Entalpia ou Calor de Formação.
2. Entalpia ou Calor de Decomposição.
3. Entalpia de Combustão.
4. Entalpia de Dissolução.
5. Entalpia de Neutralização.
6. Entalpia ou Energia de Ligação.
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Entalpia de Formação (∆∆∆∆Hf)
Corresponde à energia envolvida na formação
de um mol de substância a partir de 
substâncias simples, no estado alotrópico 
mais comum.
Exemplos
H2(g) + 1/2 O2(g) ⇒⇒⇒⇒ H2O(l) ∆∆∆∆Hf = - 285,5 kJ/mol
C(grafite) + O2(g) ⇒⇒⇒⇒ CO2(g) ∆∆∆∆Hf = - 393,3 kJ/mol
1/2 N2(g) + 1/2 O2(g) ⇒⇒⇒⇒ NO(g) ∆∆∆∆Hf = + 45,9 kJ/mol
Entalpia de formação de substâncias 
simples é nula !
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Entalpia de Decomposição
Pode ser considerada como a entalpia 
inversa à de formação de uma 
substância.
Exemplos
H2O(l ⇒⇒⇒⇒ H2(g) + 1/2 O2(g) ) ∆∆∆∆H = + 285,5 kJ/mol
CO2(g) ⇒⇒⇒⇒ C(grafite) + O2(g) ∆∆∆∆H = + 393,3 kJ/mol
NO(g) ⇒⇒⇒⇒ 1/2 N2(g) + 1/2 O2(g) ∆∆∆∆H = - 45,9 kJ/mol
Observe que ao inverter a equação a variação 
de entalpia troca de sinal algébrico !
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Entalpia de Combustão
Corresponde à energia liberadaliberadaliberadaliberada na 
reação de 1 mol de substância 
(combustível) com O2 puro (comburente).
Se o combustível for material orgânico
(C,H e O) a combustão pode ser de dois 
tipos:
I I I I ---- CompletaCompletaCompletaCompleta: os produtos são CO: os produtos são CO: os produtos são CO: os produtos são CO2222 e He He He H2222O.O.O.O.
II II II II ---- IncompletaIncompletaIncompletaIncompleta: al: al: al: aléééém dos produtos acima m dos produtos acima m dos produtos acima m dos produtos acima 
formaformaformaforma----se, tambse, tambse, tambse, tambéééém, CO e/ou C (fuligem).m, CO e/ou C (fuligem).m, CO e/ou C (fuligem).m, CO e/ou C (fuligem).
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Combustão completa Combustão completa Combustão completa Combustão completa CHAMA AZULCHAMA AZULCHAMA AZULCHAMA AZUL
CH4 + 2O2 ⇒⇒⇒⇒ CO2 + H2O ∆∆∆∆H = - 889,5 kJ/mol
C3H8 + 5O2 ⇒⇒⇒⇒ 3CO2 + 4H2O ∆∆∆∆H = - 1.400 kJ/mol
Na combustão incompleta Na combustão incompleta Na combustão incompleta Na combustão incompleta 
a chama a chama a chama a chama éééé alaranjada.alaranjada.alaranjada.alaranjada.
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Entalpia de Dissolução
Corresponde ao calor liberado ou absorvido 
na dissolução (às vezes seguida de 
dissociação) de 1 mol de substância de tal 
modo que pela adição de quantidades 
crescentes de água, seja alcançado um 
limite a partir do qual não há mais liberação 
ou absorção de calor.
Exemplos
H2SO4(l) + aq (2 mols) ⇒⇒⇒⇒ H2SO4(aq) ∆∆∆∆H = - 28,0 kJ/mol
H2SO4(l) + aq (100 mols) ⇒⇒⇒⇒ H2SO4(aq) ∆∆∆∆H = - 84,4 kJ/mol
NH4NO3(s) + aq ⇒⇒⇒⇒ NH4+NO3-(aq) ∆∆∆∆H = + 26,3kJ/mol
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Entalpia de Neutralização
Corresponde ao calor liberado 
na formação de 1 mol de água, 
a partir da neutralização de 1 
mol de íons H+ por 1 mol de íons 
OH-, em solução aquosa diluída.
Exemplos
HCl + NaOH ⇒⇒⇒⇒ NaCl + H2O ∆∆∆∆H ≈≈≈≈ - 58,0 kJ/mol
HNO3 + KOH ⇒⇒⇒⇒ KNO3 + H2O ∆∆∆∆H ≈≈≈≈ - 58,0 kJ/mol
Na reação de ácidos fortes com bases fortes a variação de 
entalpia é aproximadamente constante pois a reação é
sempre: H+ + OH- ⇒ H2O !
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Entalpia ou Energia de Ligação
É a quantidade de calor absorvida na 
quebra de 6,02.1023 ligações de 
determinada espécie, supondo as 
substâncias no estado gasoso, à 250 C.
A quebra de ligações é sempre um processo 
endotérmico enquanto a formação de 
ligações será sempre exotérmico. 
Nos reagentes sempre ocorrerá quebraquebraquebraquebra de 
ligações (∆∆∆∆H > 0) e nos produtos ocorrerá
formaformaformaformaççççãoãoãoão de ligações (∆∆∆∆H < 0) .
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Exemplos de energias de ligação
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Cálculo de entalpia a partir das ligações
Calcular a variação de entalpia na reação:
2 H - H(g) + O = O(g) ⇒⇒⇒⇒ 2 H - O - H(g)
∆∆∆∆Hreagentes = 2 . 435,5 + 497,8 = + 1.368,8 kJ
∆∆∆∆Hprodutos = - (4 . 462,3) = - 1.849,2 kJ
∆∆∆∆ Hreação = - 480,4 kJ ou - 240,2 kJ/mol
A variação de entalpia da reação será obtida 
pela soma algébrica das entalpias acima:
∆∆∆∆ Hreação = ∆∆∆∆Hreagentes + ∆∆∆∆Hprodutos
∆∆∆∆ Hreação = + 1.368,8 + (- 1.849,2)
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A LEI DE HESS
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A Lei de Lei de Lei de Lei de HessHessHessHess, também conhecida 
como Lei da Soma dos Calores de Lei da Soma dos Calores de Lei da Soma dos Calores de Lei da Soma dos Calores de 
ReaReaReaReaççççãoãoãoão, demonstra que a 
variação de entalpia de uma 
reação química não depende do 
modo ou caminho como a mesma 
é realizada e sim do estado inicial 
(reagentes)(reagentes)(reagentes)(reagentes) e estado final 
(produtos)(produtos)(produtos)(produtos) ....
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A Lei de Hess pode ser demonstrada a 
partir do seguinte exemplo:
Caminho 2
C(graf.) + ½ O2(g) ⇒⇒⇒⇒ CO(g) ∆H2 = - 280,6 kJ
CO(g) + ½ O2(g) ⇒⇒⇒⇒ CO2(g) ∆H3 = - 112,8 kJ
A entalpia final será
∆H2 + ∆H3
Caminho 1
C(graf.) + O2(g) ⇒⇒⇒⇒ CO2(g) ∆∆∆∆H1 = - 393,4 kJ
Somando as duas equações resulta:
C(graf.) + O2(g) ⇒⇒⇒⇒ CO2(g) ∆∆∆∆H1 = - 393,4 kJ
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Exemplo
Calcular a variação de entalpia envolvida 
na combustão de 1 mol de CH4(g), 
expressa por:
CH4(g) + 2 O2(g) ⇒⇒⇒⇒ CO2(g) + 2 H2O(l)
sabendo que:
1) ∆∆∆∆Hformação CH4(g) = - 74,82 kJ/mol
2) ∆∆∆∆Hformação CO2(g) = - 393,4 kJ/mol
3) ∆∆∆∆Hformação H2O(l) = - 285,5 kJ/mol 
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Solução
Desenvolvendo as equações relativas à
formação dos componentes:
1. formação do CH4
C + 2 H2 CH4 ∆∆∆∆H1 = - 74,82 kJ/mol
2. formação do CO2
C + O2 CO2 ∆∆∆∆H2 = - 393,4 kJ/mol
3. formação da H2O
H2 + ½ O2 H2O ∆∆∆∆H3 = - 285,5 kJ/mol
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Solução
Aplicando a Lei de Hess, para obter a 
combustão do CH4 deveremos:
a) inverter a equação de formação do CH4 ;
CH4 ⇒⇒⇒⇒ C + 2H2 ∆∆∆∆H = + 74,82 kJ
b) utilizar da forma apresentada a equação de
formação do CO2 ;
C + O2 ⇒⇒⇒⇒ CO2 ∆∆∆∆H = - 393,4 kJ
c) utilizar a equação de formação da água
multiplicada por 2 (inclusive a entalpia)
2H2 + O2 ⇒⇒⇒⇒ 2H2O ∆∆∆∆H = - 571,0 kJ
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Solução
1) CH4 ⇒⇒⇒⇒ C + 2H2 ∆∆∆∆H = + 74,82 kJ
2) C + O2 ⇒⇒⇒⇒ CO2 ∆∆∆∆H = - 393,4 kJ
3) 2H2 + O2 ⇒⇒⇒⇒ 2H2O ∆∆∆∆H = - 571,0 kJ
que somadas, resulta
A variação da entalpia será:
∆∆∆∆HRQ = + 74,82 + (- 393,4) +(- 571,0)
∆∆∆∆HRQ = - 889,58 kJ/mol de CH4
CH4(g) + 2 O2(g) ⇒⇒⇒⇒ CO2(g) + 2 H2O(l)
EXERCEXERCÍÍCIOSCIOS
Utilize valores de Utilize valores de ∆∆HH˚˚ tabelados e calcule o tabelados e calcule o 
∆∆H da reaH da reaçção abaixo:ão abaixo:
HH22O(g) + C(O(g) + C(gragraffite) ite) ----> H> H22(g) + CO(g)(g) + CO(g)
(o produto (o produto éé conhecido conhecido ““ ggáás ds d’á’águagua””))
ResoluResoluçção do exercão do exercííciocio
HH22O(g) + C(grafite) O(g) + C(grafite) ----> H> H22(g) + CO(g)(g) + CO(g)
Consultando valores tabelados:Consultando valores tabelados:
•• HH22(g) + 1/2 O(g) + 1/2 O22(g) (g) ----> H> H22O(g) O(g) 
∆∆HHff˚˚ da Hda H22O vapor = O vapor = -- 242 242 kJkJ/mol/mol
•• C(s) + 1/2 OC(s) + 1/2 O22(g) (g) ----> CO(g)> CO(g)
∆∆HHff˚˚ of CO = of CO = -- 111 111 kJkJ/mol/mol
Somando as duas equações abaixo:
H2O(g) --> H2(g) + 1/2 O2(g) ∆Ho = +242 kJ
C(s) + 1/2 O2(g) --> CO(g) ∆Ho = -111 kJ
---------------------------------------------------------------------
-----------
Para converter 1 mol de água em 1 mol de H2 e CO 
necessita-se 131 kJ de energia. 
Reação ENDOtermica.
H2O(g) + C(grafite) --> H2(g) + CO(g)
∆H = +131 kJ
Utilizando entalpias de formação
Quando TODAS
entalpias de formação 
forem conhecidas: 
Podes prever 
qual o ∆H da 
reação?
∆Ho = ΣΣΣΣ ∆Hfo (produtos) 
- ΣΣΣΣ ∆Hfo (reagentes)
Lembre-se que ∆ sempre = final – inicial
EXERCÍCIO 2
Calcule o calor de combustão do metanol
CH3OH(g) + 3/2 O2(g) --> CO2(g) + 2 H2O(g)
∆Ho = Σ ∆Hfo (prod) - Σ ∆Hfo (reag)
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Usando valores de tabelas:
∆Ho = ∆Hf
o (CO2) + 2 ∆Hf
o (H2O) 
- {3/2 ∆Hf
o (O2) + ∆Hf
o (CH3OH)} 
= (-393.5 kJ) + 2 (-241.8 kJ) 
- {0 + (-201.5 kJ)}
∆Ho = -675.6 kJ por mol de metanol
CH3OH(g) + 3/2 O2(g) --> CO2(g) + 2 H2O(g)
∆Horxn = ΣΣΣΣ ∆Hfo (prod) - ΣΣΣΣ ∆Hfo (react)
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Aplicações da Lei de Hess
1. Previsão de calores de reação, a partir de
entalpias conhecidas.
2. Determinação do poder calorífico de 
combustíveis automotivos e alimentos.
Exemplos
Octano (gasolina) = 47,8 kJ/g
Etanol (álcool comum) = 44,7 kJ/g
Metano (GNV) = 49,0 kJ/g
Glicose (carbohidrato) = 17,5 kJ/g
Lipídio (gorduras) = 38,6 kJ/g
29carvão
38Gordura animal típica
40Biodiesel do óleo de 
girassol (ester etílico)*
43Petóleo cru
48Gasolina
142Hidrogênio
Energia liberada (kJ/g)
(combustão completa)
Substância