Introdução à Termoquímica

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Termoquímica
Prof. Leandro Zatta - Química Geral 1
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Energia
Capacidade de realizar trabalho
Energia cinética
𝐸𝐶 =
1
2
𝑚𝑣2
Movimento dos átomos, 
moléculas ou íons
Energia térmica
Movimento dos elétrons 
em um condutor
Energia elétrica
Energia potencial
Energia armazenada
Energia armazenada em 
combustíveis
Energia química
Energia de atração entre 
íons
Energia eletrostática
A energia
• Energia das substâncias químicas
• Algumas substâncias possuem energia e ao reagirem absorvem ou liberam.
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Na química...
• Atrações e repulsões entre cargas elétricas 
• Mudanças das posições dos átomos nas reações
• Quebra e formações de ligações
• Partículas mudam de posição
Lei da conservação da energia
• A energia não pode ser criada nem destruída; a energia só pode ser 
alterada de uma forma para outra.
• Na química → a energia está associada às ligações químicas, elétrons,
movimentos, colisões, reações...
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A energia – o Joule
• No SI
• A unidade do SI para energia é uma unidade derivada denominada Joule (J)
• Corresponde à quantidade de energia cinética que um objeto de massa m (kg), 
movendo-se a uma velocidade v (m/s), possui.
𝑬𝑪 =
𝟏
𝟐
𝒎𝒗𝟐
𝟏 𝑱 = 𝒌𝒈
𝒎𝟐
𝒔𝟐
= 𝟏𝒌𝒈𝒎𝟐 𝒔−𝟐
• A caloria (cal)
• Energia necessária para aumentar a temperatura de 1 grama de água em 1 grau 
Celsius.
𝟏 𝑪𝒂𝒍 = 𝟒, 𝟏𝟖𝟒 𝑱 𝒆𝒙𝒂𝒕𝒂𝒎𝒆𝒏𝒕𝒆
𝟏 𝒌𝑪𝒂𝒍 = 𝟒, 𝟏𝟖𝟒 𝒌𝑱
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Temperatura
• Se pensarmos...
• Em nível molecular, átomos, moléculas ou íons se movem e colidem
constantemente uns com os outros, mesmo que não podemos vê-los em
movimento, possuem certa energia cinética.
• É provável quem nem todas as partículas tenham a mesma energia cinética →
medimos um valor médio.
• Temperatura: é proporcional à energia cinética média das partículas.
• Mede a agitação (energia) das partículas
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Calor
• Calor
• É a energia cinética (térmica) que é transferida entre objetos que têm
temperaturas diferentes.
• Quando um objeto quente é colocado em contato com um objeto frio, os átomos 
mais rápidos (do objeto mais quente) colidem com os átomos mais frios do objeto 
de menor temperatura e transferem parte da energia cinética na forma de calor.
• Equilíbrio térmico
• Quando as energias cinéticas médias dos átomos dos diferentes objetos são as 
mesmas;
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Energia interna
• Energia interna
• Soma de todas as energias das partículas individuais em uma amostra de matéria
𝑬𝒊𝒏𝒕𝒆𝒓𝒏𝒂 = 𝑬𝑷 + 𝑬𝑪
• Impossível determinar EP e EC total de um objeto
• Determinamos variações de Einterna → ∆Einterna
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Energia interna
Todas as forças que atuam sobre as partículas
Todos os movimentos das partículas
Variação da energia interna
• Definição matemática 
∆𝑬 = 𝑬𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍 − 𝑬𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍
• Para uma reação química
∆𝑬 = 𝑬𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒕𝒐𝒔 − 𝑬𝒓𝒆𝒂𝒈𝒆𝒏𝒕𝒆𝒔
• Em um processo o calor pode ser:
• Liberado
• Absorvido
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Como o calor é determinado?
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aberto
massa & energiaTroca:
fechado
energia
isolado
nada
Como o calor é determinado?
• Situação:
• Caso o único tipo de energia que é transferida entre dois objetos seja a energia
térmica, então todo o calor perdido por um objeto tem que ser ganho pelo segundo
→ lei de conservação da energia.
• Instrumento para “medir” o calor transferido
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• Usamos a ∆t para estimar a energia térmica.
• Quanto mais calor um objeto recebe, maior sua temperatura.
• Quanto mais calor um objeto perde, menor sua temperatura.
• O calor (q) é diretamente proporcional à ∆t
𝑞 = 𝐶∆𝑡
calor
constante de proporcionalidade
capacidade calorífica (J.ºC-1)
energia (J) necessária para elevar em 1 ºC a temperatura de um objeto
variação da temperatura
Como o calor é determinado?
• Para pensar:
𝑞 = 𝐶∆𝑡
• A energia para ferver 10 g de água é a mesma para ferver 100 g?
• A energia para elevar em 1 ºC a massa de 1 g de ferro é a mesma para elevar a 
mesma temperatura 1 g de água?
• Substâncias diferentes tem “capacidade” de ganhar calor diferentes!
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Como o calor é determinado?
Um aumento de 10 vezes no tamanho da amostra produz um aumento de 10 vezes na
capacidade calorífica, logo, a capacidade calorífica é diretamente proporcional à massa
da amostra.
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Se tivermos 10,0 g de água, são
absorvidos 41,8 J para a temperatura
elevar de 1 ºC.
Logo a capacidade calorífica é:
𝐶 =
𝑞
∆𝑡
=
41,8 𝐽
1,00 ℃
= 41,8 𝐽.℃−1
Se tivermos 100,0 g de água, são
absorvidos 418 J para a temperatura
elevar de 1 ºC.
Logo a capacidade calorífica é:
𝐶 =
𝑞
∆𝑡
=
418 𝐽
1,00 ℃
= 418 𝐽.℃−1
Como o calor é determinado?
• Calor específico
𝑪 ∝ 𝒎
𝑪 = 𝒄.𝒎
Podemos determinar uma equação para q (calor) em termos do calor específico
𝒒 = 𝑪. ∆𝒕
𝒒 = 𝒎. 𝒄. ∆𝒕
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constante de proporcionalidade
capacidade calorífica específica ou calor específico (J g-1 ºC-1)
calor (J) necessário para elevar em 1 ºC a temperatura de 1 g de uma substância
𝑪 = 𝒄.𝒎
Como o calor é determinado?
• Calor específico da água
• Se tivermos 10,0 g de água, são absorvidos 41,8 J para a temperatura elevar de 1 ºC.
𝒒 = 𝒎. 𝒄. ∆𝒕
𝒄 =
𝒒
𝒎. ∆𝒕
𝒄 =
𝟒𝟏, 𝟖 𝑱
𝟏𝟎, 𝟎 𝒈. 𝟏℃
= 𝟒, 𝟏𝟖 𝑱 𝒈−𝟏 ℃−𝟏
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Como o calor é determinado?
• Capacidade calorífica molar da água!
𝒄 =
𝒒
𝒎.∆𝒕
𝒄 =
𝟒𝟏, 𝟖 𝑱
𝟏𝟎, 𝟎 𝒈. 𝟏℃
×
𝟏𝟖, 𝟎𝟐 𝒈
𝟏𝒎𝒐𝒍
= 𝟕𝟓, 𝟑𝟐 𝑱.𝒎𝒐𝒍−𝟏. ℃−𝟏
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Direção do fluxo de calor
• Calor é energia térmica que é transferida de um objeto para outro.
• O calor perdido por um objeto é igual à quantidade de calor recebido por outro 
objeto.
• Ganho de calor = +q
• Perda de calor = -q
• Suponhamos que um bloco de metal inicialmente a 55 ºC seja submerso em água, 
inicialmente a 25 ºC. Ocorre transferência de energia térmica do metal (-q) para a 
água (+q).
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–qmetal = +qágua
Exemplo – cálculo do calor a partir de uma variação de temperatura
• Um pedaço de fio de cobre com uma massa de 20,9 g sofre uma
mudança de temperatura de 25,0 ºC para 28,0 ºC, quanto calor foi
absorvido? cCu = 0,387 J g
-1 °C-1
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Exemplo – cálculo da temperatura final
• Se um pedaço de prata de massa igual a 25,2 g absorve 365 J de calor,
qual será a temperatura final da prata se a sua temperatura inicial era de
22,2 ºC? A capacidade calorífica específica da prata é de 0,325 J g-1 ºC-1.
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Exemplo – cálculo da temperatura final
• Coloca-se uma folha de ouro com 10,0 g e à temperatura de 18,0 ºC
sobre uma folha de ferro com 20,0 g e à temperatura de 55,6 ºC. Qual é
a temperatura final dos dois metais combinados? cAu = 0,129 J g
-1 ºC-1 e
cFe = 0,444 J g
-1 ºC-1.
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Exemplo – determinação da capacidade calorífica de um objeto
• Se você seca os cabelos com um secador e usa brincos ao mesmo
tempo, às vezes você sente que seus brincos se tornam muito quentes –
quase o bastante para queimar suas orelhas. Suponha que um conjunto
de brincos a 85,40 ºC caiu em uma xícara de café isolada contendo25,0
g de água a 25,00 ºC. A temperatura da água se eleva a 25,67 ºC. Qual é
a capacidade calorífica dos brincos em J ºC-1?
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Energia das reações químicas
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Reações químicas
rompimento e formação de ligações químicas
Formação: coisas que se atraem → energia potencial tende a diminuir
Rompimento: coisas que se afastam → energia potencial tende a aumentar
Reação química: tem variação na energia potencial global → balanço entre os “custos” do
rompimento das ligações e os “lucros” da formação delas.
Reação exotérmica
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Reações químicas
em que os produtos têm menor energia potencial (química) que os reagentes
𝑪𝑯𝟒 𝒈 + 𝟐𝑶𝟐(𝒈) → 𝑪𝑶𝟐 𝒈 + 𝟐𝑯𝟐𝑶 𝒈 + 𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓
Grandes quantidades de energia 
química (potencial) - armazenada
Pouca energia cinética
Pouca energia química (potencial)
Muita energia cinética
Aumento da energia cinética → 
aumento da temperatura (movimento)
A diminuição líquida da energia 
química dos reagentes é liberada na 
forma de calor 
• Processo exotérmico: é um processo onde há liberação de calor
• A energia (química) dos produtos é menor que a dos reagentes 
Reação exotérmica
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𝑪𝑯𝟒 𝒈 + 𝟐𝑶𝟐(𝒈) → 𝑪𝑶𝟐 𝒈 + 𝟐𝑯𝟐𝑶 𝒈 + 𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓
Aparece como produto
E
n
e
rg
ia
𝑪𝑯𝟒 𝒈 + 𝟐𝑶𝟐(𝒈)
𝑪𝑶𝟐 𝒈 + 𝟐𝑯𝟐𝑶 𝒈
∆E = -q
Sistema (–q) 
Vizinhança (+q) 
Reação endotérmica
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Reações químicas
em que os produtos têm maior energia potencial (química) que os reagentes
𝟔𝑪𝑶𝟐 + 𝟔𝑯𝟐𝑶+ 𝒆𝒏𝒆𝒓𝒈𝒊𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒂𝒓
𝒄𝒍𝒐𝒓𝒐𝒇𝒊𝒍𝒂
𝑪𝟔𝑯𝟏𝟐𝑶𝟔 + 𝟔𝑶𝟐
Grandes quantidades de energia 
química (potencial)
Pouca energia cinética
Pouca energia química (potencial)
Precisa de um “empurrão”
Há um aumento líquido da energia 
química dos reagentes, sendo a 
energia absorvida
• Processo endotérmico: é um processo onde há absorção de calor
• A energia (química) dos produtos é maior que a dos reagentes 
Reação endotérmica
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Aparece como reagente
𝟔𝑪𝑶𝟐 + 𝟔𝑯𝟐𝑶+ 𝒆𝒏𝒆𝒓𝒈𝒊𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒂𝒓
𝒄𝒍𝒐𝒓𝒐𝒇𝒊𝒍𝒂
𝑪𝟔𝑯𝟏𝟐𝑶𝟔 + 𝟔𝑶𝟐
E
n
e
rg
ia ∆E = +q
𝟔𝑪𝑶𝟐 + 𝟔𝑯𝟐𝑶
𝑪𝟔𝑯𝟏𝟐𝑶𝟔 + 𝟔𝑶𝟐
Sistema (+q) 
Vizinhança (–q) 
• Força de uma ligação química
• Medida pela quantidade de energia necessária para separar os átomos ligados
• Medida pela quantidade de energia liberada quando a ligação é formada
• Ligações fortes
→ muito calor para romper
→ libera muito calor quando formam
• Ligações fracas
→ pouco calor para romper
→ libera pouco calor quando formam
Energia de rompimento e formação de ligações
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Ligações “fracas”
“Fáceis” de romper
Consomem pouca energia
Ligações “fortes”
“Difíceis” de 
romper
Liberam energia 
quando formadas
Sempre que temos a liberação de energia, atingimos uma situação mais estável
O universo sempre busca uma situação mais estável, de menor energia!
• Calor de reação: quantidade de calor absorvida ou liberada em uma reação química.
• Como é determinado o calor de uma reação?
• Calorímetro: mede a variação de temperatura da vizinhança de um processo 
químico (sistema).
• Calorimetria: ciência do uso de um calorímetro para a determinação dos calores 
de reação
Primeira lei da termodinâmica
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Calorímetro à volume constante
Recipiente rígido e fechado
Calorímetro à pressão constante
Recipiente aberto
A importância da pressão na calorimetria
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Se a pressão for alta
• Difícil apertar o pneu
• Parece ter uma força empurrando de volta → isso é a pressão!
𝑷𝒓𝒆𝒔𝒔ã𝒐 =
𝒇𝒐𝒓ç𝒂
á𝒓𝒆𝒂
=
𝑵
𝒎𝟐
= 𝒂𝒕𝒎
O calor pode ser medido...
• Quando o sistema está sob pressão constante → qp
• Quando o sistema está sob volume constante → qv
• A primeira lei da termodinâmica = mesma “coisa” que a lei da conservação de
energia
• “energia não pode ser criada e nem destruída”
• A energia pode ser convertida de uma forma a outra de muitas maneiras
diferentes.
• Na termodinâmica as variações de energia são medidas pelo calor (q) e 
pelo trabalho (w)
∆𝑬 = 𝒒 +𝒘
Primeira lei da termodinâmica
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Primeira lei da termodinâmica
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Trabalho
“energia para fazer com que um objeto se mova contra 
uma força”
• Compressão (w > 0, positivo)
• vizinhança exerce força sobre o sistema
• Expansão (w < 0, negativo)
• Sistema exerce força sobre a vizinhança
Calor
“é a transferência de energia térmica entre dois corpos 
que estão a temperaturas diferentes”
• Processos endotérmicos (q > 0, positivo)
• Processos exotérmicos (q < 0, negativo)
–q 
+q 
Compressão (+w) Expansão (–w)
• O trabalho → uma força atuando ao longo de uma distância D:
𝒘 = 𝑭 × 𝑫
• Se substituirmos esta expressão para a força na definição de trabalho:
𝒘 = 𝑭 × 𝑫
= 𝑷 × 𝑨 × 𝑫
• A distância da qual a força atua é a variação de altura de um pistão móvel (∆h)
𝒘 = 𝑷 × 𝑨 × ∆𝒉
• Lembrando que área x distância = volume
𝒘 = 𝑷 × ∆𝑽
Trabalho de Pressão-Volume (P-V)
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Um gás expande contra uma força externa chamada pressão →
uma força atuando em uma área
𝑷 =
𝑭
𝑨
𝒐𝒖 𝑭 = 𝑷 × 𝑨
Expansão: –w, (w = –P∆V)
Compressão: +w, (w = +P∆V)
PAREDES DO RECIPIENTE!
1 L.atm = 101,3 J
• O volume de um gás aumenta de 2,0 L para 6,0 L à temperatura constante. Calcule o
trabalho realizado pelo gás se ele se expandir (a) contra o vácuo e (b) contra uma pressão
constante de 1,2 atm. Qual o significado do sinal?
• O trabalho realizado quando um gás é comprimido em um cilindro é 462 J. Durante este
processo, há transferência de 128 J na forma de calor do gás para a vizinhança. Calcule a
variação de energia para este processo.
• Um gás expande-se e realiza o trabalho P-V de 325 J sobre a vizinhança. Simultaneamente,
absorve 127 J de calor da vizinhança. Calcule a variação de energia do gás.
• Para inflar um balão você tem que fazer um trabalho de P-V sobre as vizinhanças. Se você
inflar um balão a partir de um volume de 0,100 L até 1,85 L contra uma pressão externa de
1,00 atm, quanto trabalho é feito?
Primeira lei da termodinâmica - exemplos
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• As trocas de energia:
∆𝐸 = 𝑞 + 𝑤
• Como fazemos na prática?
• Medimos a variação de temperatura (q) e a variação do volume (V) que 
ocorrem durante uma reação química e depois: ∆𝑬 = 𝒒 +𝒘
• Mas medir a variação do volume é difícil!!!
• Podemos forçar o sistema para que o volume não varie (w = 0), ou seja, a 
energia dependerá apenas do calor (q).
Medição da ∆E para reações químicas: calorimetria a V constante
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• Lembrando que 𝑤 = −𝑃∆𝑉
• Se o volume for constante, temos ∆𝑉 = 0, logo 𝑤 = 0
• Quando temos essa situação chamamos q de qv = calor à volume constante
• Para uma reação química: 
∆𝐸𝑟 = 𝑞𝑣
• Como medir a variação de energia em uma reação química?
Medição da ∆E para reações químicas: calorimetria a V constante
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∆𝑽 = 𝑽𝒊 − 𝑽𝒊
Medição da ∆E para reações químicas: calorímetro de bomba
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• Recipiente selado que assegura que a reação ocorre a 
volume constante.
• Recebe nome de bomba porque o recipiente parece uma 
bomba.
• As paredes do recipiente são rígidas de modo que ∆V = 0.
• Com esse tipo de análise se determina o conteúdocalórico 
dos alimentos.
• Ocorre a reação de combustão (o que limita a aplicação do 
método).
• Expressões:
Medição da ∆E para reações químicas: calorímetro de bomba
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𝑞𝑐𝑎𝑙 = 𝐶𝑐𝑎𝑙 × ∆𝑡 Para determinar o calor absorvido pelo calorímetro
𝑞𝑐𝑎𝑙 = −𝑞𝑟𝑒𝑎çã𝑜 O calor absorvido pelo calorímetro é proveniente da reação (exotérmica)
𝑞𝑟 = 𝑞𝑣 = ∆𝐸𝑟 Para este tipo de calorímetro, o calor liberado pela reação ocorre à volume
constante (qv) e a variação de energia do sistema se deve à mesma!
∆𝐸𝑟 = −𝑞𝑣 = −𝑞𝑐𝑎𝑙 Relação entre a variação de energia da reação com o calorímetro
∆𝑬𝒓 = −𝑪𝒄𝒂𝒍 × ∆𝒕 Conhecendo a capacidade calorífica e a variação de temperatura
no calorímetro, podemos determinar o calor de reação.
Para o conjunto do calorímetro inteiro → determinado em um experimento separado
• A combustão do tolueno tem um ∆𝐸𝑟 de –3,91 X 103 kJ mol-1. Quando 1,55 g
de tolueno (C7H8) é submetido a combustão em um calorímetro de bomba, a
temperatura sobe de 23,12 ºC para 37,57 °C. Determine a capacidade
calorífica do calorímetro de bomba.
Medição da ∆E para reações químicas: calorímetro de bomba
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• Quando uma massa de 1,010 g de sacarose (C12H22O11) é submetida à
combustão em um calorímetro de bomba, a temperatura sobe de 24,92 °C
para 28,83 °C. Determine o ∆𝐸𝑟 para a combustão da sacarose em kJ/mol de
sacarose. A capacidade calorífica do calorímetro de bomba, determinada em
uma experiência separada, é de 4,90 kJ.°C-1.
Medição da ∆E para reações químicas: calorímetro de bomba
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Um caso que temos que ter muito cuidado!
• Uma amostra de 0,828 g de metanol (CH3OH) é colocado num calorímetro de bomba
sob pressão de oxigênio suficiente para assegurar a combustão completa. O
calorímetro contém 1,35 kg de água, e a capacidade calorífica do interior do
calorímetro é 1,06 kJ °C-1.
• Quando o metanol queima, a temperatura aumenta de 23,10 para 25,90 ºC. Qual é o
calor molar de combustão do metanol?
• 𝑞𝐻2𝑂 = 4,184 𝐽 °𝐶
−1 𝑔−1
Medição da ∆E para reações químicas: calorímetro de bomba
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• A maioria das reação que são do nosso interesse não ocorre a volume constante.
• Tubos de ensaio, béqueres, panelas, liquidificadores...
• Reações submetidas à pressão constante da atmosfera.
• Uma reação a pressão constante pode transferir energia pelo calor
e pelo trabalho de expansão.
• Podemos medir o calor de reação a pressão constante (qp)
• Essa equação é inconveniente, pois precisaríamos medir ∆V
• Para evitar esse problema, inventamos um “arranjo técnico”
• Entalpia (H)
Medição da ∆E para reações químicas: calorimetria a P constante
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Patm
∆𝑬 = 𝒒𝒑 +𝒘
Variação de energia total do sistema 
(calor e trabalho)
• Equação da entalpia:
• Sob pressão constante, “só podemos variar o volume”
Medição da ∆E para reações químicas: A entalpia (H)
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∆𝑬 = 𝒒𝒑 +𝒘
Como temos uma variação de
volume contra a Patm, 𝒘 = −𝑷∆𝑽
Nesta situação: 𝑷∆𝑽 = −𝒘
𝑯 = 𝑬 + 𝑷𝑽
𝑬𝒏𝒕𝒂𝒍𝒑𝒊𝒂 = 𝑬𝒏𝒆𝒓𝒈𝒊𝒂 + 𝒕𝒓𝒂𝒃𝒂𝒍𝒉𝒐
∆𝐻 = ∆𝐸 + 𝑃∆𝑉
∆𝐻 = 𝑞𝑝 + 𝑤 + 𝑃∆𝑉
∆𝐻 = 𝑞𝑝 +𝑤 + (−𝑤)
∆𝐻 = 𝑞𝑝
• O que quer dizer ∆𝐻 = 𝑞𝑝?
• Variação da energia interna à pressão constante.
• Mede o calor do processo desconsiderando perdas ou ganhos relacionados
ao trabalho.
• É aplicado àquelas reações em que a variação de volume pode ser
desprezível.
• Interpretação dos sinais de ∆H:
• A diferença entre ∆𝐻 e ∆𝐸 é igual a 𝑃∆𝑉
• Para reações que produzem gases pode
ser significativo
• Para reações que não produzem gases
é insignificante! 
Medição da ∆E para reações químicas: A entalpia (H)
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𝒒 > 𝟎
∆𝑯 = 𝒑𝒐𝒔𝒊𝒕𝒊𝒗𝒐
𝒒 < 𝟎
∆𝑯 = 𝒏𝒆𝒈𝒂𝒕𝒊𝒗𝒐
Entalpias...
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Como medir o calor à pressão constante?
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• Precisamos conhecer o calor específico da solução
• Normalmente o “c” é o da água (solvente)
• Utilizamos a seguinte equação para determinar o calor da
reação
𝑞𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 = 𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 × 𝑐𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 × ∆𝑡
• Admitimos que o calor ganho ou absorvido da reação seja igual
ao calor da solução
𝑞𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = −𝑞𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
−𝑞𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = 𝑞𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
• Quando determinamos o calor da reação nesse tipo de
calorímetro podemos determinar a entalpia do processo
∆𝐻 = 𝑞𝑟𝑒𝑎çã𝑜
Suponha que você coloque 0,05 g de raspas de magnésio em um calorímetro de copo
de café (isopor) e adicione então 100,0 mL de HCl 1,00 M. A reação que ocorre é:
𝑀𝑔 𝑠 + 2𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑞 → 𝑀𝑔𝐶𝑙2 𝑎𝑞 + 𝐻2 𝑔
A temperatura da solução aumenta de 22,21 °C para 24,46 °C. Qual é a variação de
entalpia para a reação por mol de magnésio?
Como medir o calor à pressão constante?
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✓ Como a maior parte da mistura é água → o calor da reação será transferido à ela!
𝑪𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓í𝒎𝒆𝒕𝒓𝒐 = 𝟒, 𝟏𝟖𝟒 𝑱 𝒈
−𝟏 °𝑪−𝟏
✓ Devemos levar em consideração a densidade da solução, nesse caso, 1 g mL-1.
✓ Para CALCULAR A ENTALPIA DA REAÇÃO:
∆𝑯𝒓= 𝒎𝒔𝒐𝒍𝒖çã𝒐. 𝑪𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓í𝒎𝒆𝒕𝒓𝒐. ∆𝑻
✓ O resto é estequiometria!
Determine a variação de entalpia da reação exotérmica
𝑍𝑛 𝑠 + 𝑃𝑏(𝑁𝑂3)2 𝑎𝑞 → 𝑍𝑛(𝑁𝑂3)2 𝑎𝑞 + 𝑃𝑏(𝑠)
Para isso, em um experimento, 0,500 g de zinco finamente pulverizado foi rapidamente
agitado em 100 cm3 de solução de nitrato de chumbo(II) de concentração 0,1 mol L-1 em
um copo de poliestireno. A temperatura registrada da mistura subiu de 20,0 ºC (antes de
misturar) para 22,6 ºC.
Como medir o calor à pressão constante? (passo a passo)
Prof. Leandro Zatta - Química Geral 47
Considerações:
✓ Fazemos a aproximação de que a capacidade calorífica do copo de poliestireno e dos reagentes e produtos é
relativamente pequena e pode ser ignorada.
✓ A solução de nitrato de chumbo(II) é diluída ao ponto que a sua capacidade calorífica específica pode ser tomada
como a mesma que a da água pura (4,184 J g-1 ºC-1).
✓ Supomos que o calor produzido pela reação seja inteiramente absorvido pelos 100 g de água.
• A quantidade de calor que uma reação produz ou absorve depende do número de mols de 
reagentes que se combinam.
• Estados-padrão: as informações termoquímicas são tabeladas para:
• Pressão: 1 atm
• Concentração de soluções: 1 M
• Temperatura: 25 °C (não influencia) 
• Calor padrão de reação (∆𝑯𝒓
° ): é o valor da entalpia para uma reação que ocorre em condições-
padrão e que envolve os números reais de mols especificados pelos coeficientes da equação.
𝑁2 𝑔 + 3𝐻2 𝑔 → 2𝑁𝐻3 𝑔 ∆𝐻𝑟
° = −92,38 kJ
Leitura: quando 1 mol de N2 gasoso reage com 3 mols de H2 gasoso formando 2 mols de amônia gasosa 
a 25 °C e 1 atm são liberados 92,38 kJ de calor, o que corresponde à entalpia do processo.
Equações termoquímicas
Prof. Leandro Zatta - Química Geral 48
𝑁2 𝑔 + 3𝐻2 𝑔 → 2𝑁𝐻3 𝑔 ∆𝐻
° = −92,38 kJ
Da reação:
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁2 → −92,38 𝑘𝐽
3 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2 → −92,38 𝑘𝐽
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝐻3 → −92,38 𝑘𝐽
Podemos dizer que a ∆Hr
º= -92,38 kJ.mol-1
Equações termoquímicas
Prof. Leandro Zatta - Química Geral 49
𝑁2 𝑔 + 3𝐻2 𝑔 → 2𝑁𝐻3 𝑔 ∆𝐻
° = −92,38 𝑘𝐽
2𝑁2 𝑔 + 6𝐻2 𝑔 → 4𝑁𝐻3 𝑔 ∆𝐻
° = −184,8 𝑘𝐽
½𝑁2 𝑔 + 3/2𝐻2 𝑔 → 𝑁𝐻3 𝑔 ∆𝐻
° = −46,19 𝑘𝐽
• Se uma equação química é multiplicada por algum fator, então o ∆Hr também é
multiplicado pelo mesmo fator.
𝐴 + 2𝐵 → 𝐶 ∆𝐻1
2𝐴 + 4𝐵 → 2𝐶 ∆𝐻2 = 2 × ∆𝐻1
• Se uma equação química é invertida, então ∆Hr troca de sinal.
𝐴 + 2𝐵 → 𝐶 ∆𝐻1
𝐶 → 𝐴 + 2𝐵 ∆𝐻2 = −∆𝐻1
Equações termoquímicasProf. Leandro Zatta - Química Geral 50
• A equação termoquímica a seguir é para a reação entre o hidrogênio e o oxigênio quando da produção de água.
2𝐻2 𝑔 + 𝑂2 𝑔 → 2𝐻2𝑂 𝑙 𝐻
° = −571,8 𝑘𝐽
Qual é a equação termoquímica para essa reação quando é feita de modo a produzir 1,000 mol de H2O?
• Um botijão de GLP em uma churrasqueira caseira a gás contém 13,2 kg de propano, C3H8. Calcule o calor (em kJ)
associado a combustão completa de todo o propano no botijão.
𝐶3𝐻8 𝑔 + 5𝑂2 𝑔 → 3𝐶𝑂2 𝑔 + 4𝐻2𝑂 𝑔 𝐻
° = −2044 𝑘𝐽
• Que massa de gás butano é necessária para produzir 1,5 X 103 kJ de calor? Que massa de CO2 é produzida?
𝐶4𝐻10 𝑔 +
13
2
𝑂2 𝑔 → 4𝐶𝑂2 𝑔 + 5𝐻2𝑂 𝑔 𝐻
° = −2658 𝑘𝐽
Equações termoquímicas
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• A entalpia é uma função de estado, ou seja, não importa o caminho que percorremos para
determiná-la.
• Podemos determinar calores de reação sem mesmo fazer o experimento.
• A Lei de Hess: método para combinar equações termoquímicas conhecidas de uma
maneira que nos permitirá calcular o ∆𝐻° desconhecido para uma reação.
Lei de Hess
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A produção do iodeto de hidrogênio
Lei de Hess
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a
• Para a formação o CO2, a partir de 1 mol de C e 1 mol de O2 podemos
supor que o processo ocorra em duas etapas:
Vamos admitir que o C e o O2 reagem para gerar CO e, então, que o CO
reage com mais O2 para gerar CO2.
𝑹𝒆𝒂çã𝒐 𝒅𝒆𝒔𝒆𝒋𝒂𝒅𝒂: 𝑪 𝒔 + 𝑶𝟐 𝒈 → 𝑪𝑶𝟐 𝒈 ∆𝑯
°= ? ? ?
𝐸𝑡𝑎𝑝𝑎 1. 𝐶 𝑠 +
1
2
𝑂2 𝑔 → 𝐶𝑂 𝑔 ∆𝐻
°= −110,5 𝑘𝐽
𝐸𝑡𝑎𝑝𝑎 2. 𝐶𝑂 𝑔 +
1
2
𝑂2 𝑔 → 𝐶𝑂2 𝑔 ∆𝐻
°= −283,0 𝑘𝐽
Lei de Hess
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Podemos somar as equações, pois ∆𝐻° não depende de como foi
determinado, só depende do estado inicial e do estado final
𝐶 𝑠 +
1
2
𝑂2 𝑔 → 𝐶𝑂 𝑔 ∆𝐻
°= −110,5 𝑘𝐽
𝐶𝑂 𝑔 +
1
2
𝑂2 𝑔 → 𝐶𝑂2 𝑔 ∆𝐻
°= −283,0 𝑘𝐽
𝐶 𝑠 + 𝐶𝑂 𝑔 + 𝑂2 𝑔 → 𝐶𝑂 𝑔 + 𝐶𝑂2 𝑔 ∆𝐻
°= −393,5 𝑘𝐽
Lei de Hess
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• O principal uso da Lei de Hess é calcular a variação de entalpia para uma
reação cujos dados não podem ser determinados experimentalmente ou são
indisponíveis.
• Regras para manipulação das equações:
1. Quando uma equação é invertida – escrita na direção oposta –, o sinal de ∆𝐻°
também tem que ser trocado.
2. Fórmulas que se cancelam em ambos os lados de uma equação têm que ser
para uma substância presente em ambos os lados no mesmo estado físico.
3. Se todos os coeficientes de uma equação forem multiplicados ou divididos
pelo mesmo fator, o valor de ∆𝐻° tem que ser, do mesmo modo, multiplicado
ou dividido por esse fator.
Lei de Hess
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O monóxido de carbono é usado frequentemente em metalurgia para remover o
oxigênio de óxidos metálicos e, portanto, permitir a obtenção do metal livre. A
equação termoquímica para reação do CO com o óxido de ferro(III), Fe2O3, é
𝐹𝑒2𝑂3 𝑠 + 3𝐶𝑂 𝑔 → 2𝐹𝑒 𝑠 + 3𝐶𝑂2 𝑔 ∆𝐻
°= −26,7 𝑘𝐽
Use essa equação e a equação para a combustão do CO,
𝐶𝑂 𝑔 +
1
2
𝑂2 𝑔 → 𝐶𝑂2 𝑔 ∆𝐻
°= −283,0 𝑘𝐽
Para calcular o valor de ∆𝐻° para a reação a seguir:
2𝐹𝑒 𝑠 +
3
2
𝑂2(𝑔) → 𝐹𝑒2𝑂3(𝑠)
Lei de Hess – exemplo
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Um passo do processo de produção de ferro metálico, Fe(s), é a redução do óxido 
ferroso (FeO) com monóxido de carbono (CO).
FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) ∆H = ?
Utilizando as equações termoquímicas abaixo e baseando-se na Lei de Hess, determine 
a entalpia da reação de produção de ferro metálico. 
Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) ∆H = -25 kJ
3 FeO(s) + CO2(g) → Fe3O4(s) + CO(g) ∆H = -36 kJ
2 Fe3O4(s) + CO2(g) → 3 Fe2O3(s) + CO(g) ∆H = +47 kJ
Lei de Hess – exemplo
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Calcule ∆𝐻𝑟
° , em quilojoules, para a reação vista a seguir, que descreve a preparação do 
ácido nitroso, HNO2, que é instável.
𝐻𝐶𝑙 𝑔 + 𝑁𝑎𝑁𝑂2 𝑠 → 𝐻𝑁𝑂2 𝑙 + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑠)
Use as seguintes equações termoquímicas:
2𝑁𝑎𝐶𝑙 𝑠 + 𝐻2𝑂 𝑙 → 2𝐻𝐶𝑙 𝑔 + 𝑁𝑎2𝑂 𝑠 ∆𝐻
° = +507,31 𝑘𝐽
𝑁𝑂 𝑔 + 𝑁𝑂2 𝑔 + 𝑁𝑎2𝑂 𝑠 → 2𝑁𝑎𝑁𝑂2 𝑠 ∆𝐻
° = −427,14 𝑘𝐽
𝑁𝑂 𝑔 + 𝑁𝑂2 𝑔 → 𝑁2𝑂 𝑔 + 𝑂2 𝑔 ∆𝐻
° = −42,68 𝑘𝐽
2𝐻𝑁𝑂2 𝑙 → 𝑁2𝑂 𝑔 + 𝑂2 𝑔 + 𝐻2𝑂 𝑙 ∆𝐻
° = +34,35 𝑘𝐽
Lei de Hess – exemplo
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• Entalpia-padrão de formação (∆𝑯𝒇
° ): é a quantidade de calor absorvido
ou liberado quando especificamente um mol da substância é formado a
25 °C e 1 atm a partir dos seus elementos em seus estados-padrão.
• Estado padrão:
• Gás: é o gás puro em uma pressão de exatamente 1 atmosfera.
• Líquido ou sólido: é a substância pura na sua forma mais estável em uma
pressão de 1 atm e na temperatura de interesse.
• Substância em solução: é uma concentração de exatamente 1M.
Calores-padrão de formação
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O2 ou O3 Cgrafita ou Cdiamante
Calores-padrão de formação
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∆𝐻𝑓
°
padrão
formação
𝐻2 𝑔 +
1
2
𝑂2 𝑔 → 𝐻2𝑂 𝑙 ∆𝐻𝑓
° = −285,9 𝑘𝐽.𝑚𝑜𝑙−1
Escreva as equações termoquímicas de
formação a partir de seus respectivos
Elementos nos seus estados padrão.
MgCO3, CaO, SO3
Calores-padrão de formação
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• Para a reação de decomposição do H2O2
𝐻2𝑂2 𝑙 → 𝐻2𝑂 𝑙 +
1
2
𝑂2(𝑔)
Pela lei de Hess podemos determinar o ∆𝐻°
Ou podemos utilizar reações padrões de formação, podemos verificar que:
∆𝑯𝒓𝒆𝒂çã𝒐
° = ∆𝑯𝒇 𝒅𝒐(𝒔) 𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒕𝒐(𝒔)
° − ∆𝑯𝒇 𝒅𝒐 𝒔 𝒓𝒆𝒈𝒆𝒏𝒕𝒆 𝒔
° = −𝟐𝟖𝟔 𝒌𝑱 − −𝟏𝟖𝟖𝒌𝑱 = −𝟗𝟖 𝒌𝑱
Lei de Hess sem manipulação de equações
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𝐻2 𝑔 + 𝑂2 𝑔 → 𝐻2𝑂2 𝑙 ∆𝐻𝑓
° = −188 𝑘𝐽
𝐻2 𝑔 +
1
2
𝑂2 𝑔 → 𝐻2𝑂 𝑙 ∆𝐻𝑓
° = −286 𝑘𝐽
Invertendo... 𝐻2𝑂2 𝑙 → 𝐻2 𝑔 + 𝑂2 𝑔 ∆𝐻𝑓
° = +188 𝑘𝐽
𝐻2 𝑔 +
1
2
𝑂2 𝑔 → 𝐻2𝑂 𝑙 ∆𝐻𝑓
° = −286 𝑘𝐽
𝐻2𝑂2 𝑙 → 𝐻2𝑂 𝑙 +
1
2
𝑂2 𝑔 ∆𝐻𝑓
° = −98 𝑘𝐽Reações e valores encontrados em tabelas!
• O procedimento é válido para qualquer reação em que saibamos os
calores de formação de todos os reagentes e produtos.
• A Lei de Hess pode ser redefinida:
• O ∆𝑯𝒇
° líquido é igual à soma dos calores de formação dos produtos menos
a soma dos calores de formação dos reagentes, cada um dos valores de
∆𝑯𝒇
° é multiplicado pelo coeficiente apropriada dado pela equação
termoquímica.
∆𝐻𝑟𝑒𝑎çã𝑜
° = 𝑠𝑜𝑚𝑎 𝑑𝑜𝑠 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟𝑒𝑠 𝑑𝑒 ∆𝐻𝑓
° 𝑑𝑒 𝑡𝑜𝑑𝑜𝑠 𝑜𝑠 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − [𝑠𝑜𝑚𝑎 𝑑𝑜𝑠 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟𝑒𝑠 𝑑𝑒 ∆𝐻𝑓
° 𝑑𝑒 𝑡𝑜𝑑𝑜𝑠 𝑜𝑠 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠]
∆𝐻𝑟𝑒𝑎çã𝑜
° =෍𝑛𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠∆𝐻𝑓
° 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 −෍𝑛𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠∆𝐻𝑓
°(𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠)
Lei de Hess sem manipulação de equações
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• Alguns chefes de cozinha mantêm bicarbonato de sódio, NaHCO3, à
mão para apagar pequenos incêndios causados pela combustão da
gordura. Quando lançado sobre as chamas, o bicarbonato de sódio
abafa parcialmente o fogo e o calor o decompõe formando CO2, que
abafa ainda mais as chamas. A equação que representa a
decomposição do NaHCO3 é
2𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 𝑠 → 𝑁𝑎2𝐶𝑂3 𝑠 + 𝐻2𝑂 𝑙 + 𝐶𝑂2(𝑔)
Use os dados de calor-padrão de formação para calcular ∆𝐻𝑟
° para essa
reação em quilojoules.
Lei de Hess sem manipulação de equações
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2𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 𝑠 → 𝑁𝑎2𝐶𝑂3 𝑠 + 𝐻2𝑂 𝑙 + 𝐶𝑂2(𝑔)
𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 𝑠 = −947,7 𝑘𝐽.𝑚𝑜𝑙
−1
𝑁𝑎2𝐶𝑂3 𝑠 = −1131 𝑘𝐽.𝑚𝑜𝑙
−1
𝐻2𝑂 𝑙 = −285,9 𝑘𝐽.𝑚𝑜𝑙
−1
𝐻2𝑂 𝑔 = −241,8 𝑘𝐽.𝑚𝑜𝑙−1
𝐶𝑂2 𝑔 = −393,5 𝑘𝐽.𝑚𝑜𝑙
−1
∆𝐻𝑟𝑒𝑎çã𝑜
° =෍𝑛𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠∆𝐻𝑓
° 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 −෍𝑛𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠∆𝐻𝑓
°(𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠)
Lei de Hess sem manipulação de equações
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• Uma cidade de 100.000 pessoas usa aproximadamente 1,0 X 1011 kJ de
energia por dia. Admita que toda a energia provenha da combustão de
octano líquido (C8H18) formando água gasosa e dióxido de carbono
gasoso. Utilize as entalpias padrão de formação para calcular o ∆𝐻𝑟
°
para a combustão do octano e, em seguida, determine quantos
quilogramas de octano seriam necessários para fornecer essa
quantidade de energia.
𝐶𝑂2 𝑔 = −393,5 𝑘𝐽.𝑚𝑜𝑙
−1
𝐻2𝑂 𝑔 = −241,8 𝑘𝐽.𝑚𝑜𝑙
−1
𝐶8𝐻18 𝑔 = −250,1 𝑘𝐽.𝑚𝑜𝑙
−1
𝑂2 𝑔 = 0,0 𝑘𝐽.𝑚𝑜𝑙
−1
Lei de Hess sem manipulação de equações
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