lei de hess

Poder-se-ia em princípio, contudo, a fim de evitar-se confusão certa quanto a não diferenciação explicita do "H" que figura ante e dos "H" que figuram depois do sinal de igual na sentença anterior - e eles são diferentes, o primeiro representando a entalpia do sistema e os demais entalpias de ligação - argumentar que embora a expressão anterior não encontre-se escrita de forma correta, para uma dada reação qualquer esta contudo seria valida:

(inadequado, embora "aceita" por alguns autores) \Delta H = [H_R^L] - [H_P^L] = - \Delta H^L \;\;\;\; (=[ \Sigma H^L_{(rompidas)} ] - [ \Sigma H^L_{(formadas)}])

O problema com esta notação reside em um ponto bem simples: a ausência de referencial padrão teórico e experimentalmente válio para a medida da "entalpia de ligação" a ser adotado em sua definição, ou seja, na tentativa de definir-se uma nova função de estado para o sistema a ser nomeada "entalpia de ligação" H^L .

Não há dúvidas que a entalpia de ligação e tradicional devam ser definidas de formas distintas visto que, dados o estado inicial e o estado final do sistema, o intuito é definir a entalpia de ligação de forma que um aumento em seu valor ( \Delta H^L = H_P^L - H_R^L > 0) implique necessariamente, conforme equação em parágrafo anterior, uma diminuição da entalpia padrão ( \Delta H = H_P - H_R \Delta H = H_P - H_R = [ \Sigma H^L_{(rompidas)} ] - [ \Sigma H^L_{(formadas)}] = [E_R] - [E_P] .

Não sendo a energia de ligação promovida ao status ou uma mera re-expressão de um potencial termodinâmico do sistema, portanto.

Entalpia de dissolução[editar | editar código-fonte]
A dissolução de uma substância em água - principalmente para o caso das substâncias iônicas - ocorre sempre com transferência de energia. Uma vez verificado que a maioria das reações químicas se processa em meio aquoso, a compreensão acerca da entalpia de dissolução mostra-se importante à correta análise de tais processos.

Define-se a entalpia de dissolução como a