{"id":31397,"date":"2016-05-19T18:07:41","date_gmt":"2016-05-19T18:07:41","guid":{"rendered":"http:\/\/cms.portalsaofrancisco.com.br\/?p=31397"},"modified":"2016-05-19T18:11:18","modified_gmt":"2016-05-19T18:11:18","slug":"lei-de-hess","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/lab.fabricadelandings.com.br\/portalsaofrancisconovo\/ciencias-da-natureza\/quimica\/lei-de-hess","title":{"rendered":"Lei de Hess"},"content":{"rendered":"

Germain Henri Hess (1802 – 1850) \u00e9 importante principalmente para os seus estudos termoqu\u00edmicos, que come\u00e7ou em 1839, seu outro trabalho foi de menor import\u00e2ncia. <\/p>\n

O papel-chave foi publicado em 1840. <\/p>\n

As contribui\u00e7\u00f5es de Hess ao calor pode ser resumida no que se chama a lei de Hess, que \u00e9 uma lei emp\u00edrica. <\/p>\n

Isso \u00e9 explicado pela teoria termodin\u00e2mica, que afirma que a entalpia \u00e9 uma fun\u00e7\u00e3o de estado. <\/p>\n

Qu\u00edmicos fizeram grande uso da lei de Hess no estabelecimento dos calores de forma\u00e7\u00e3o de compostos que n\u00e3o s\u00e3o facilmente formadas a partir de seus elementos constituintes.<\/p>\n

\"Lei
\n Germain Henri Hess (1802 – 1850)<\/strong><\/p>\n

BASICAMENTE Lei de Hess afirma que “o calor evolu\u00eddo ou absorvido em um processo qu\u00edmico \u00e9 o mesmo se o processo ocorre em uma ou em v\u00e1rias etapas” Tamb\u00e9m conhecido como a lei da soma de calor constante.<\/p>\n

Tudo isto significa \u00e9 que n\u00e3o importa quantos passos a rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica procede atrav\u00e9s, o calor total evoluiu ou absorvida \u00e9 os valores de calor agregado de cada etapa e ser\u00e1 sempre uma figura constante para esse processo.<\/p>\n

Por exemplo:<\/strong> Quando o \u00e1cido fosf\u00f3rico (um \u00e1cido tri-hidrog\u00e9nio) \u00e9 neutralizada com uma base, os hidrog\u00e9nios s\u00e3o neutralizados em 3 passos. <\/p>\n

H <\/strong>3<\/strong> P0 <\/strong>4<\/strong> + NaOH -> NaH <\/strong>2<\/strong> PO <\/strong>4<\/strong> + <\/strong>H2O<\/strong> + <\/strong>: este \u00e9 um passo, e vai dar X quantidade de calor.<\/p>\n

NaH <\/strong>2<\/strong> PO <\/strong>4<\/strong> + NaOH -> Na <\/strong>2<\/strong> HPO <\/strong>4<\/strong> + H2O : <\/strong>este \u00e9 de dois passos, e dar\u00e1 Y quantidade de calor.<\/p>\n

Na <\/strong>2<\/strong> PO <\/strong>4<\/strong> + NaOH -> Na <\/strong>3<\/strong> PO <\/strong>4<\/strong> + <\/strong>H2O <\/strong>: <\/strong>sto \u00e9 o passo tr\u00eas, e dar\u00e1 quantidade Z de calor.<\/p>\n

Portanto X + Y + Z vai dar o calor total ou a soma constante de calor.<\/strong><\/p>\n

Germain Henri Hess<\/strong> (1802 – 1850) \u00e9 importante principalmente para os seus estudos termoqu\u00edmicos estados Hess Lei<\/b> que o calor libertado ou absorvido em um processo qu\u00edmico \u00e9 o mesmo se o processo ocorre em uma ou em v\u00e1rias etapas..<\/i> Isto tamb\u00e9m \u00e9 conhecida como a lei da soma de calor constante.<\/b> <\/p>\n

Para ilustrar a lei de Hess, as equa\u00e7\u00f5es t\u00e9rmicas e os diagramas de n\u00edvel de energia s\u00e3o mostrados abaixo.<\/p>\n\n\n\n
Equa\u00e7\u00f5es t\u00e9rmicas <\/th>\n A lei de Hess diagrama de n\u00edvel de energia <\/th>\n<\/tr>\n
\n
  • A + B = AB, dH<\/i> 1<\/li>\n
  • AB + B = AB 2,DH<\/i> 2
    \n em seguida,
    \n A + 2 B = AB 2,dH<\/i> 1 2 = 1 + dH dH<\/i> 2<\/li>\n<\/td>\n
    		•  ======= A + 2 B | | DH<\/i> 1dH<\/i> 1 2 | ===== AB + B | | DH<\/i> 2 ======= AB 2 <\/td>\n<\/tr>\n<\/table>\n

    A energia qu\u00edmica e lei de Hess <\/h4>\n

    A entalpia padr\u00e3o de rea\u00e7\u00e3o<\/i> e entalpia padr\u00e3o de forma\u00e7\u00e3o<\/i> introduzido em Energia Qu\u00edmica<\/strong> s\u00e3o propriedades qu\u00edmicas muito \u00fateis. N\u00f3s j\u00e1 mencionamos algumas regras b\u00e1sicas sobre o dH quantidades, dH \u00b0,<\/i> e dH<\/i> f e suas equa\u00e7\u00f5es anteriores. <\/p>\n

    Se ambos os lados das equa\u00e7\u00f5es s\u00e3o multiplicados por um fator de alterar o n\u00famero de moles,<\/i> DH, dH \u00b0,<\/i> ou dH<\/i> f para a equa\u00e7\u00e3o deve ser multiplicado pelo fator mesma, uma vez que s\u00e3o quantidades por equa\u00e7\u00e3o como escrito. <\/p>\n

    Assim, para a equa\u00e7\u00e3o <\/strong><\/p>\n

    \n

    C (grafite) + 0,5 O 2 -> CO, dH<\/i> \u00b0 = -110 kJ \/ mol. <\/p>\n<\/blockquote>\n

    Podemos escrev\u00ea-lo em qualquer uma das seguintes formas: <\/strong><\/p>\n

    \n

    2 C (grafite) + O 2 -> 2 CO, dH<\/i> = -220 \u00b0 kJ \/ mol (multiplicada por 2) <\/p>\n

    6 C (grafite) + 3 O 2 -> 6 CO, dH<\/i> = -660 \u00b0 kJ \/ mol (multiplicada por 6) <\/p>\n<\/blockquote>\n

    Para a rea\u00e7\u00e3o inversa, o sinal de estas quantidades s\u00e3o alterados (multiplicar por -1). <\/p>\n

    A equa\u00e7\u00e3o implica o seguinte: <\/strong><\/p>\n

    \n

    CO -> C (grafite) + 0,5 O 2,dH<\/i> \u00b0 = 110 kJ \/ mol <\/p>\n

    2 CO -> 2 C (grafite) + O 2,dH<\/i> \u00b0 = 220 kJ \/ mol. <\/p>\n<\/blockquote>\n

    A lei de Hess<\/b> afirma que as mudan\u00e7as de energia s\u00e3o fun\u00e7\u00f5es do Estado. A quantidade de energia depende apenas os estados dos reagentes e do estado dos produtos, mas n\u00e3o sobre as etapas interm\u00e9dias.<\/p>\n

    De energia (entalpia) mudan\u00e7as nas rea\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas s\u00e3o as mesmas, independentemente de as rea\u00e7\u00f5es ocorrem em um ou v\u00e1rios passos. <\/p>\n

    A mudan\u00e7a total de energia numa rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica \u00e9 a soma das altera\u00e7\u00f5es de energia na sua muitos passos que conduzem \u00e0 rea\u00e7\u00e3o global. <\/p>\n

    Por exemplo, no diagrama abaixo, olhar para a oxida\u00e7\u00e3o do carbono em CO e CO2. <\/p>\n

    A oxida\u00e7\u00e3o direta de carbono (grafite) em CO 2 rendimentos uma entalpia de -393 kJ \/ mol. Quando o carbono \u00e9 oxidado em CO e, em seguida \u00e9 oxidado para CO CO 2, as entalpias s\u00e3o -110 e -283 kJ \/ mol, respectivamente. <\/p>\n

    A soma de entalpia nos dois passos \u00e9 exatamente -393 kJ \/ mol, o mesmo que a rea\u00e7\u00e3o de um passo.<\/p>\n

    0 kJ ———— C (grafite) + O <\/b>2<\/b> <\/b> | |<\/b> <\/b> -110 KJ | |<\/b> <\/b> V |<\/b> <\/b> CO + 0,5 O <\/b>2<\/b> —– |<\/b> <\/b> | | -393 KJ<\/b> <\/b> | |<\/b> <\/b> -283 KJ | |<\/b> <\/b> | |<\/b> <\/b> VV<\/b> <\/b> ———— CO <\/b>2<\/b> <\/p>\n

    As rea\u00e7\u00f5es de duas etapas s\u00e3o: <\/strong><\/p>\n

    \n

    C + 1\/2 O 2 -> CO, dH<\/i> \u00b0 = -110 kJ \/ mol <\/p>\n

    CO + 1\/2 O 2 -> CO 2,dH<\/i> \u00b0 = -283 kJ \/ mol. <\/p>\n<\/blockquote>\n

    Adicionando as duas equa\u00e7\u00f5es em conjunto e cancelar o CO, intermedi\u00e1rio, em ambos os lados leva para <\/p>\n

    \n

    C + O 2 -> CO 2,dH<\/i> \u00b0 = (-110) + (-283) = -393 kJ \/ mol. <\/p>\n<\/blockquote>\n

    O verdadeiro m\u00e9rito \u00e9 realmente avaliar a entalpia de forma\u00e7\u00e3o de CO.<\/p>\n

    Aplica\u00e7\u00e3o da Lei de Hess <\/h4>\n

    Lei de Hess pode ser aplicada para calcular entalpias de rea\u00e7\u00f5es que s\u00e3o dif\u00edceis de medir. <\/p>\n

    No exemplo acima, \u00e9 muito dif\u00edcil controlar a oxida\u00e7\u00e3o de grafite para dar puro CO No entanto, a entalpia para a oxida\u00e7\u00e3o de grafite para CO 2 pode ser facilmente medido. <\/p>\n

    Assim, pode a entalpia de oxida\u00e7\u00e3o do CO para o CO 2.<\/p>\n

    A aplica\u00e7\u00e3o da lei de Hess permite estimar a entalpia de forma\u00e7\u00e3o de CO vez que, <\/p>\n

    \n

    C + O 2 -> CO 2,dH<\/i> = -393 \u00b0 kJ \/ mol<\/p>\n

    CO + 1\/2 O 2 -> CO 2,dH<\/i> \u00b0 = -283 kJ \/ mol.<\/p>\n<\/blockquote>\n

    Subtraindo a segunda equa\u00e7\u00e3o da primeira d\u00e1 <\/p>\n

    \n

    C + 1\/2 O 2 -> CO, dH<\/i> \u00b0 = -393 – (-283) = -110 kJ \/ mol <\/p>\n<\/blockquote>\n

    A equa\u00e7\u00e3o mostra a entalpia padr\u00e3o de forma\u00e7\u00e3o de CO para ser -110 kJ \/ mol. <\/p>\n

    Aplica\u00e7\u00e3o da lei de Hess nos permite calcular dH, dH<\/i> \u00b0, e dH<\/i> f para as rea\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas que imposs\u00edveis de medir, desde que temos todos os dados de rea\u00e7\u00f5es relacionadas. <\/p>\n

    Alguns exemplos mais s\u00e3o dadas abaixo para ilustrar as aplica\u00e7\u00f5es da Lei de Hess. <\/p>\n

    Exemplo 1<\/b> <\/p>\n

    \n

    A entalpia de combust\u00e3o para a H 2, C (grafite) e CH 4 s\u00e3o -285,8, -393,5, e -890,4 kJ \/ mol, respectivamente. Calcule a entalpia padr\u00e3o de forma\u00e7\u00e3o dH<\/i> f para CH 4.<\/p>\n

    Solu\u00e7\u00e3o: <\/strong><\/p>\n

    Permite interpretar as informa\u00e7\u00f5es sobre entalpia de forma\u00e7\u00e3o, escrevendo as equa\u00e7\u00f5es:<\/strong><\/p>\n<\/blockquote>\n\n\n\n\n\n\n\n\n
    \u00a0<\/th>\n dH<\/i> \u00ba f
    \n \/ (KJ \/ mol) <\/th>\n<\/tr>\n
    (1) H 2 (g) + 0,5 O 2 (g) -> H2O (l) <\/td>\n -285,8 <\/td>\n<\/tr>\n
    (2) C (grafite) + O 2 (g) -> CO 2 (g) <\/td>\n -293,5 <\/td>\n<\/tr>\n
    (3) CH 4 (g) + 2O 2 (g) -> CO 2 (g) + 2H 2 O (l) <\/td>\n -890,4 <\/td>\n<\/tr>\n
    A partir das equa\u00e7\u00f5es acima, derivar
    \n C + 2H 2 -> CH 4<\/th>\n<\/tr>\n
    Resposta: C + 2H 2 -> CH 4<\/th>\n -74,7 <\/th>\n<\/tr>\n
    Dica:<\/strong> 2 * (1) + (2) – (3), Assim,
    \ndH<\/i> f = 2 * (-285,8) + (-393,5) – (-890,4) =?<\/td>\n<\/tr>\n<\/table>\n

    Discuss\u00e3o:<\/b> <\/p>\n

    Tr\u00eas entalpias de rea\u00e7\u00f5es envolvidas neste exemplo s\u00e3o as entalpias padr\u00e3o de forma\u00e7\u00e3o, e um deles \u00e9 a entalpia de combust\u00e3o. A forma\u00e7\u00e3o de metano a partir de grafite e de hidrog\u00e9nio n\u00e3o pode ser conseguido facilmente, e sua entalpia de forma\u00e7\u00e3o n\u00e3o \u00e9 diretamente mensur\u00e1vel, mas os c\u00e1lculos como este fornecer os dados a serem inclu\u00eddos na dados termodin\u00e2micos. O valor de -74,4 kJ \/ mol foi listado em v\u00e1rias fontes de dados. <\/p>\n

    A partir destes dados, pode-se construir um diagrama de n\u00edvel de energia para estas combina\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas como se segue: <\/strong><\/p>\n

    === C (grafite) + 2 H <\/b>2<\/b> (g) + 2 O <\/b>2<\/b> (g) ===<\/b> – 74,7 kJ | | == CH <\/b>4<\/b> (g) + 2 O <\/b>2<\/b> (g)<\/b> == | | | | | | | | | -965,1 KJ -890,4 KJ | | [(-2 * 285,8-393,5) kJ] | | | | | | | | VV ========== CO <\/b>2<\/b> (g) + 2 <\/b>H2O<\/b> (l) ==========<\/b> <\/p>\n

    Exemplo 2<\/b> <\/p>\n

    A partir dos dados a seguir,<\/p>\n

    \n

    CH 4 + 2O 2 -> CO 2 + 2H 2 O dH<\/i> o = -890 kJ \/ mol<\/p>\n

    H2O (l) -> H2O (g) o = dH<\/i> 44 kJ \/ mol a 298 K<\/p>\n<\/blockquote>\n

    Calcula-se a entalpia da rea\u00e7\u00e3o <\/p>\n

    \n

    CH 4 + 2 O 2 (g) -> CO 2 (g) + 2 H2O (g) dH<\/i> o =? <\/p>\n<\/blockquote>\n

    Solu\u00e7\u00e3o: <\/strong><\/p>\n

    Adicionar as duas equa\u00e7\u00f5es para dar o terceiro: <\/strong><\/p>\n

    \n

    CH 4 (g) + 2O 2 (g) -> CO 2 (g) + 2 H2O (l) o = dH<\/i> -890 kJ \/ mol<\/p>\n

    2 H2O (l) -> 2 H2O (g) o = dH<\/i> 88 kJ \/ mol<\/p>\n

    adicionar as equa\u00e7\u00f5es ———————– adicionar as entalpias<\/p>\n

    CH 4 + 2 O 2 (l) -> CO 2 (g) + 2 H2O (g) o = dH<\/i> -802 kJ \/ mol<\/p>\n<\/blockquote>\n

    Discuss\u00e3o:<\/b> <\/p>\n

    Uma maior quantidade de energia (890 vs 802 kJ \/ mol) \u00e9 extra\u00eddo se o escape \u00e9 condensado \u00e0 \u00e1gua l\u00edquida. Os gases de escape do forno de alta efici\u00eancia \u00e9 a temperatura mais baixa, eo vapor de \u00e1gua \u00e9 condensado para l\u00edquido. No entanto, existe sempre alguma perdido em uma opera\u00e7\u00e3o do forno.<\/p>\n

    Exemplo 3<\/b> <\/p>\n

    \n

    As entalpias padr\u00e3o de forma\u00e7\u00e3o de SO 2 e SO 3 s\u00e3o -297 e -396 kJ \/ mol, respectivamente.<\/p>\n

    Calcula-se a entalpia padr\u00e3o de rea\u00e7\u00e3o para a rea\u00e7\u00e3o: <\/strong><\/p>\n

    \n

    SO 2 + 1\/2 O 2 -> SO 3.<\/p>\n<\/blockquote>\n

    Solu\u00e7\u00e3o: <\/strong><\/p>\n

    A fim de mostrar como as rea\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas acontecem, e para uma melhor aprecia\u00e7\u00e3o da t\u00e9cnica de resolu\u00e7\u00e3o de problemas, podemos escrever as equa\u00e7\u00f5es de acordo com os dados fornecidos: <\/strong><\/p>\n

    \n

    SO 2 (g) -> S (s) + O 2 (g) dH<\/i> = 297 kJ<\/p>\n

    S (s) + 3\/2 O 2 -> SO 3dH<\/i> = -396 kJ<\/p>\n<\/blockquote>\n

    Adicionar as duas equa\u00e7\u00f5es para dar <\/p>\n

    \n

    SO 2 (g) + 1\/2 O 2 -> SO 3dH<\/i> = -99 kJ <\/p>\n<\/blockquote>\n

    Sua vez de trabalhar:<\/b> <\/p>\n

    Desenhe um diagrama de n\u00edvel de energia para as combina\u00e7\u00f5es de subst\u00e2ncias.<\/p>\n<\/blockquote>\n

    Exemplo 4<\/b> <\/p>\n

    A partir das entalpias seguintes rea\u00e7\u00f5es: <\/strong><\/p>\n

    \n

    2 O (g) -> O 2 (g) o = dH<\/i> -249 kJ \/ mol<\/p>\n

    H2O (l) -> H2O (g) o = dH<\/i> 44 kJ \/ mol a 298 K<\/p>\n

    2 H (g) + O (g) -> H2O (g) o = dH<\/i> -803 kJ \/ mol<\/p>\n

    C (grafite) + 2 O (g) -> CO 2 (g) o = dH<\/i> -643 kJ \/ mol<\/p>\n

    C (grafite) + O 2 (g) -> CO 2 (g) o = dH<\/i> -394 kJ \/ mol<\/p>\n

    C (grafite) + 2 H 2 (g) -> CH 4 (g) dH<\/i> o = -75 kJ \/ mol<\/p>\n

    2 H (g) -> H 2 (g) o = dH<\/i> -436 kJ \/ mol<\/p>\n

    H2O (l) -> H2O (g) dH<\/i> = 41 kJ \/ mol a 373 K, a condi\u00e7\u00e3o n\u00e3o-padr\u00e3o<\/p>\n<\/blockquote>\n

    Calcular o calor de combust\u00e3o do metano para gasosa H 2 O.<\/p>\n

    Solu\u00e7\u00e3o: <\/strong><\/p>\n

    -2 (1) + 2 (3) + (4) – (6) – 2 (7) d\u00e1 <\/p>\n

    \n

    CH 4 (g) + 2 O 2 (g) -> CO 2 (g) + H2O (g),<\/p>\n<\/blockquote>\n

    e, portanto,<\/p>\n

    dH<\/i> = -2 * (-249) + 2 * (-803) + (-643) – (-75) – 2 (-436)<\/p>\n

    = -804 KJ \/ mol <\/p>\n

    Discuss\u00e3o:<\/b> <\/p>\n

    Exercite-se os detalhes pessoalmente e verificar o resultado. O c\u00e1lculo \u00e9 bastante complicado. Ler o que n\u00e3o ser\u00e1 capaz de dominar a t\u00e9cnica.<\/p>\n

    Os dados de equa\u00e7\u00f5es 2, 5 e 8 n\u00e3o s\u00e3o necess\u00e1rios. Muitas vezes, voc\u00ea tem que selecionar dados adequados de uma tabela de entalpia padr\u00e3o de forma\u00e7\u00e3o na resolu\u00e7\u00e3o de problemas. <\/p>\n

    Comparar a resultar do Exemplo 2, este resultado ligeiramente diferente, devido a um conjunto diferente de dados a ser utilizado. A diferen\u00e7a \u00e9 de 0,2%. <\/p>\n

    Um m\u00e9todo \u00e9 re-escrever as equa\u00e7\u00f5es fundamentais da seguinte forma e, em seguida, adicion\u00e1-los a cancelar composto indesej\u00e1vel em ambos os lados.<\/p>\n

    Pratique o cancelamento da f\u00f3rmula-se.<\/strong><\/p>\n

    \n

    CH 4 (g) – \u00bbC (grafite) + 2 H 2 (g) o = dH<\/i> 75 kJ \/ mol
    \n C (grafite) + 2 O (g) -> CO 2 (g) o = dH<\/i> -643 kJ \/ mol
    \n 2 O 2 (g) -> 4 O (g) dH<\/i> o = 498 kJ \/ mol
    \n 4 H (g) + H2O (g) -> 2 H2O (g) dH<\/i> o = -1606 kJ \/ mol
    \n 2 H 2 (g) -> 4 H (g) dH<\/i> o = 872 kJ \/ mol
    \n adicionar todas as equa\u00e7\u00f5es ————————— adicionar todos s dH<\/i>
    \n CH 4 + 2 O 2 (g) -> CO 2 (g) + 2 H2O (g) o = dH<\/i> -804 kJ \/ mol<\/p>\n<\/blockquote>\n

    Fonte: www.science.uwaterloo.ca<\/p>\n

    Lei de Hess<\/h6>\n

    Em 1849, o qu\u00edmico Germain Henri Hess, efetuando in\u00fameras medidas dos calores de rea\u00e7\u00e3o, verificou que:<\/strong> O calor liberado ou absorvido numa rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica independe dos estados intermedi\u00e1rios pelos quais a rea\u00e7\u00e3o passa, depende somente do estado inicial e final. Esta \u00e9 a lei da atividade dos calores de rea\u00e7\u00e3o ou lei de Hess.<\/p>\n

    De acordo com essa lei \u00e9 poss\u00edvel calcular a varia\u00e7\u00e3o de entalpia de uma rea\u00e7\u00e3o atrav\u00e9s da soma alg\u00e9brica de equa\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas que possuam varia\u00e7\u00e3o de entalpia conhecida.<\/p>\n

    Lei de Hess<\/strong> ou lei dos estados inicial e final – O ?H de uma rea\u00e7\u00e3o s\u00f3 depende dos estados inicial e final e n\u00e3o depende dos estados intermedi\u00e1rios. <\/p>\n

    Como conseq\u00fc\u00eancia da lei de Hess, temos que as equa\u00e7\u00f5es termoqu\u00edmicas podem ser operadas como se fossem equa\u00e7\u00f5es alg\u00e9bricas. <\/p>\n

    A lei de Hess permite determinar o ?H de rea\u00e7\u00f5es que n\u00e3o ocorrem ou que dificilmente ocorrem na pr\u00e1tica, atrav\u00e9s dos ?H de outras rea\u00e7\u00f5es que ocorrem na pr\u00e1tica. A maioria dos ?H de forma\u00e7\u00e3o s\u00e3o calculados indiretamente pela aplica\u00e7\u00e3o da lei de Hess. <\/p>\n

    Em 1849, o qu\u00edmico Germain Henri Hess, efetuando in\u00fameras medidas dos calores de rea\u00e7\u00e3o, verificou que: <\/strong><\/p>\n

    O calor liberado ou absorvido numa rea\u00e7\u00e3o qu\u00edmica depende apenas dos estados intermedi\u00e1rios pelos quais a rea\u00e7\u00e3o passa.<\/i><\/p>\n

    Esta \u00e9 a lei da atividade dos calores de rea\u00e7\u00e3o ou lei de Hess.<\/p>\n

    De acordo com essa lei \u00e9 poss\u00edvel calcular a varia\u00e7\u00e3o de entalpia de uma rea\u00e7\u00e3o atrav\u00e9s da soma alg\u00e9brica de equa\u00e7\u00f5es qu\u00edmicas que possuam conhecidos.<\/p>\n

    Por exemplo, a partir das equa\u00e7\u00f5es:<\/strong><\/p>\n

    \"Lei<\/strong><\/p>\n

    \u00a0<\/p>\n

    \u00e9 poss\u00edvel determinar a varia\u00e7\u00e3o de entalpia da rea\u00e7\u00e3o de forma\u00e7\u00e3o do metano, CH4, rea\u00e7\u00e3o essa que n\u00e3o permite medidas calorim\u00e9tricas precisas de seu calor de rea\u00e7\u00e3o por ser lenta e apresentar rea\u00e7\u00f5es secund\u00e1rias.<\/p>\n

    A soma alg\u00e9brica das rea\u00e7\u00f5es dadas deve, portanto, resultar na rea\u00e7\u00e3o de forma\u00e7\u00e3o do metano, cujo queremos determinar:<\/strong><\/p>\n

    \"Lei<\/strong><\/p>\n

    No entanto, para obtermos essa equa\u00e7\u00e3o devemos efetuar as seguintes opera\u00e7\u00f5es:<\/strong><\/p>\n

    \n

    multiplicar a rea\u00e7\u00e3o II por 2, para que o n\u00famero de mols de H2(g) seja igual a 2, consequentemente o tamb\u00e9m ser\u00e1 multiplicado por 2;<\/p>\n

    inverter a rea\u00e7\u00e3o III, para que CH4(g) passe para o segundo membro da equa\u00e7\u00e3o. Em vista disso, o tamb\u00e9m ter\u00e1 seu sinal invertido, isto \u00e9, se a rea\u00e7\u00e3o \u00e9 exot\u00e9rmica, invertendo-se o seu sentido, passar\u00e1 a ser endot\u00e9rmica e vice-versa;<\/p>\n

    somar algebricamente as equa\u00e7\u00f5es e os \"Lei.<\/p>\n<\/blockquote>\n

    Assim temos:<\/strong><\/p>\n

    \"Lei<\/strong><\/p>\n

    Fonte: www.geocities.com<\/p>\n","protected":false},"excerpt":{"rendered":"

    Lei de Hess, Qu\u00edmica, Uso, Entalpia, Rea\u00e7\u00e3o, Exerc\u00edcios, Equa\u00e7\u00f5es, Termoqu\u00edmica, Propriedades, Lei, Processos, Aplica\u00e7\u00f5es, Import\u00e2ncia Lei de Hess<\/p>\n","protected":false},"author":1,"featured_media":0,"comment_status":"open","ping_status":"open","sticky":false,"template":"","format":"standard","meta":{"_acf_changed":false,"footnotes":""},"categories":[82],"tags":[],"class_list":["post-31397","post","type-post","status-publish","format-standard","hentry","category-quimica"],"acf":[],"yoast_head":"\nLei de Hess, Qu\u00edmica, Uso Lei de Hess<\/title>\n<meta name=\"description\" content=\"Lei de Hess, Qu\u00edmica, Uso, Entalpia, Rea\u00e7\u00e3o, Exerc\u00edcios, Equa\u00e7\u00f5es, Termoqu\u00edmica, Propriedades, Lei, Processos, Aplica\u00e7\u00f5es, Import\u00e2ncia Lei de Hess\" \/>\n<meta name=\"robots\" content=\"noindex, follow, max-snippet:-1, max-image-preview:large, max-video-preview:-1\" \/>\n<meta property=\"og:locale\" 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